Сэдвүүд Улсын шалгалтын нэгдсэн кодлогч: Электролитийн электролитийн диссоциаци усан уусмал. Хүчтэй ба сул электролитууд.
- эдгээр нь уусмал, хайлмал нь цахилгаан гүйдэл дамжуулдаг бодис юм.
Цахилгаан гүйдэл нь цэнэгтэй бөөмсийн нөлөөн дор дараалсан хөдөлгөөн юм цахилгаан орон. Тиймээс электролитийн уусмал эсвэл хайлмал нь цэнэгтэй хэсгүүдийг агуулдаг. Электролитийн уусмалд дүрмээр бол цахилгаан дамжуулах чанарионууд байгаатай холбоотой.
Ионуудцэнэглэгдсэн бөөмс (атом эсвэл атомын бүлэг). эерэг цэнэгтэй ионуудыг салгах ( катионууд) ба сөрөг цэнэгтэй ионууд ( анионууд).
Электролитийн диссоциаци - Энэ нь электролитийг уусгах эсвэл хайлах үед ион болгон задлах үйл явц юм.
Тусдаа бодисууд - электролитуудТэгээд электролит бус. TO электролит бусхүчтэй ковалент холбоо бүхий бодисууд орно туйлын холбоо (энгийн бодисууд), бүх исэл (энэ нь химийн Үгүй ээустай харьцах), ихэнх органик бодис(туйлт нэгдлээс бусад) карбоксилын хүчил, тэдгээрийн давс, фенол) - альдегид, кетон, нүүрсустөрөгч, нүүрс ус.
TO электролитууд ковалент туйлын холбоо бүхий зарим бодис, ионы болор тортой бодисууд орно.
Үйл явцын мөн чанар юу вэ электролитийн диссоциаци?
Хэд хэдэн натрийн хлоридын талстыг туршилтын хоолойд хийж ус нэмнэ. Хэсэг хугацааны дараа талстууд уусах болно. Юу болсон бэ?
Натрийн хлорид нь ионы болор тортой бодис юм. NaCl талст нь Na+ ионуудаас тогтдогба Cl - . Усанд энэ талст нь бүтцийн нэгжүүд - ионуудад задардаг. Энэ тохиолдолд ион химийн холбооба усны молекулуудын хоорондох зарим устөрөгчийн холбоо. Усанд орох Na + ба Cl - ионууд нь усны молекулуудтай харилцан үйлчилдэг. Хлоридын ионуудын хувьд бид хлорын анион руу диполь (туйл) усны молекулуудын электростатик таталцлын тухай ярьж болох ба натрийн катионуудын хувьд энэ нь донор хүлээн авагчид ойртдог (хэрэв электрон хоснатрийн ионы сул тойрог замд хүчилтөрөгчийн атом байрладаг). Усны молекулуудаар хүрээлэгдсэн ионууд бүрхэгдсэн байдагчийгшүүлэх бүрхүүл.
Натрийн хлоридын диссоциацийг NaCl = Na + + Cl - тэгшитгэлээр тодорхойлно.
Ковалентын туйлын холбоо бүхий нэгдлүүд усанд ууссан үед туйлын молекулыг тойрсон усны молекулууд эхлээд доторх холбоог сунгаж, туйлшралыг нь нэмэгдүүлж, дараа нь уусмалд жигд тархсан ион болгон хуваана. Жишээлбэл, давсны хүчил ионуудад хуваагддаг: HCl = H + + Cl - .
Хайлах явцад болор халах үед ионууд зангилаанууд дээр хүчтэй чичиргээнд өртөж эхэлдэг. болор тор, үүний үр дүнд устгагдаж, ионуудаас бүрдэх хайлмал үүсдэг.
Электролитийн диссоциацийн үйл явц нь тухайн бодисын молекулуудын диссоциацийн түвшингээр тодорхойлогддог.
Диссоциацийн зэрэг нь задарсан (задарсан) молекулуудын тооны харьцаа юм нийт тооэлектролитийн молекулууд. Энэ нь молекулуудын хэдэн хэсэг юм эхлэл материалуусмал эсвэл хайлмал дахь ионуудад задардаг.
α=N prodiss /N out, энд:
N продисс нь салангид молекулуудын тоо,
N out нь молекулын анхны тоо юм.
Диссоциацийн зэргээс хамааран электролитийг дараахь байдлаар хуваана хүчтэйТэгээд сул.
Хүчтэй электролит (α≈1):
1. Бүх уусдаг давс (давс орно органик хүчил- калийн ацетат CH 3 COOK, натрийн формат HCOONa гэх мэт)
2. Хүчтэй хүчил: HCl, HI, HBr, HNO 3, H 2 SO 4 (эхний шатанд), HClO 4 гэх мэт;
3. Шүлт: NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.
Хүчтэй электролитуудУсан уусмалд бараг бүрэн ион руу задардаг, гэхдээ зөвхөн. Уусмал дахь хүчтэй электролит ч гэсэн хэсэгчлэн задарч болно. Тэдгээр. диссоциацийн зэрэг хүчтэй электролитуудЗөвхөн хувьд α нь ойролцоогоор 1-тэй тэнцүү байна ханаагүй уусмалуудбодисууд. Ханасан эсвэл төвлөрсөн уусмалд хүчтэй электролитийн диссоциацийн зэрэг нь 1: α≤1-ээс бага буюу тэнцүү байж болно.
Сул электролит (α<1):
1. Сул хүчил, үүнд. органик;
2. Уусдаггүй суурь ба аммонийн гидроксид NH 4 OH;
3. Уусдаггүй ба зарим бага зэрэг уусдаг давс (уусах чадвараас хамаарч).
Электролит бус бодисууд:
1. Устай харилцан үйлчлэлцдэггүй исэл (устай харилцан үйлчилдэг оксидууд усанд ууссан үед химийн урвалд орж гидроксид үүсгэдэг);
2. энгийн бодисууд;
3. Ихэнх органик бодисууд сул туйлтай эсвэл туйлшгүй холбоо (альдегид, кетон, нүүрсустөрөгч гэх мэт).
Бодис хэрхэн хуваагддаг вэ? Диссоциацийн түвшингээс хамааран тэдгээрийг ялгадаг хүчтэйТэгээд сулэлектролитууд.
Хүчтэй электролитууд бүрэн задрах (ханасан уусмалд), нэг алхамаар бүх молекулууд ион руу задардаг, бараг эргэлт буцалтгүй. Уусмал дахь диссоциацийн үед зөвхөн тогтвортой ионууд үүсдэг гэдгийг анхаарна уу. Хамгийн түгээмэл ионуудыг уусах чадварын хүснэгтээс олж болно - аливаа шалгалтанд зориулсан албан ёсны хуурамч хуудас. Хүчтэй электролитийн диссоциацийн зэрэг нь ойролцоогоор 1-тэй тэнцүү байна. Жишээлбэл, натрийн фосфатын диссоциацийн үед Na + ба PO 4 3- ионууд үүсдэг.
Na 3 PO 4 → 3Na + +PO 4 3-
NH 4 Cr(SO 4) 2 → NH 4 + + Cr 3+ + 2SO 4 2–
Диссоциаци сул электролит : поли хүчлийн хүчил ба поли хүчлийн суурь үе шаттайгаар, эргэлт буцалтгүй тохиолддог. Тэдгээр. Сул электролитийн диссоциацийн үед анхны бөөмсийн маш бага хэсэг нь ион болж задардаг. Жишээлбэл, нүүрстөрөгчийн хүчил:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 –
HCO 3 – ↔ H + + CO 3 2–
Магнийн гидроксид мөн 2 үе шаттайгаар задалдаг.
Mg(OH) 2 ⇄ Mg(OH) + OH –
Mg(OH) + ⇄ Mg 2+ + OH –
Хүчиллэг давс нь мөн салдаг алхам алхмаар, эхлээд ионы холбоо, дараа нь туйлын ковалент холбоо тасарна. Жишээлбэл, калийн устөрөгчийн карбонат ба магнийн гидроксихлорид:
KHCO 3 ⇄ K + + HCO 3 – (α=1)
HCO 3 – ⇄ H + + CO 3 2– (α< 1)
Mg(OH)Cl ⇄ MgOH + + Cl – (α=1)
MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH – (α<< 1)
Сул электролитийн диссоциацийн зэрэг нь 1: α-аас хамаагүй бага байна<<1.
Электролитийн диссоциацийн онолын үндсэн заалтууд нь:
1. Усанд ууссан үед электролитууд нь ион болон хуваагддаг.
2. Усан дахь электролитийн задралын шалтгаан нь түүний усжилт, өөрөөр хэлбэл. усны молекулуудтай харилцан үйлчлэлцэх, тэдгээрийн химийн холбоо тасрах.
3. Гадны цахилгаан талбайн нөлөөн дор эерэг цэнэгтэй ионууд нь эерэг цэнэгтэй электрод руу шилждэг - катод гэж нэрлэдэг. Сөрөг цэнэгтэй электронууд сөрөг электрод - анод руу шилждэг. Тэднийг анион гэж нэрлэдэг.
4. Электролитийн диссоциаци нь сул электролитийн хувьд эргэлт буцалтгүй, хүчтэй электролитийн хувьд бараг эргэлт буцалтгүй явагддаг.
5. Электролит нь гадаад нөхцөл, концентраци, электролитийн шинж чанараас хамааран янз бүрийн хэмжээгээр ионуудад хуваагддаг.
6. Ионы химийн шинж чанар нь энгийн бодисын шинж чанараас ялгаатай. Электролитийн уусмалын химийн шинж чанарыг диссоциацийн явцад үүссэн ионуудын шинж чанараар тодорхойлно.
Жишээ.
1. 1 моль давс бүрэн бус диссоциацийн үед уусмал дахь эерэг ба сөрөг ионы нийт тоо 3.4 моль байв. Давсны томъёо – a) K 2 S b) Ba(ClO 3) 2 c) NH 4 NO 3 d) Fe(NO 3) 3
Шийдэл: Эхлээд электролитийн хүчийг тодорхойлъё. Үүнийг уусах чадварын хүснэгтийг ашиглан хялбархан хийж болно. Хариултуудад өгөгдсөн бүх давс нь уусдаг, өөрөөр хэлбэл. хүчтэй электролит. Дараа нь бид электролитийн диссоциацийн тэгшитгэлийг бичиж, уусмал тус бүрийн ионуудын хамгийн их тоог тодорхойлохын тулд тэгшитгэлийг ашиглана.
A) K 2 S ⇄ 2K + + S 2– , 1 моль давс бүрэн задрахад 3 моль ион үүсэх боломжгүй;
б) Ba(ClO 3) 2 ⇄ Ba 2+ + 2ClO 3 –, дахин, 1 моль давс задрах явцад 3 моль ион үүсдэг, 3 моль ионоос илүү ион үүсдэггүй;
V) NH 4 NO 3 ⇄ NH 4 + + NO 3 –, 1 моль аммонийн нитратын задралын үед хамгийн ихдээ 2 моль ион үүсдэг;
G) Fe(NO 3) 3 ⇄ Fe 3+ + 3NO 3 –, 1 моль төмрийн (III) нитрат бүрэн задрахад 4 моль ион үүсдэг. Үүний үр дүнд 1 моль төмрийн нитратын бүрэн задралгүй тохиолдолд цөөн тооны ион үүсэх боломжтой (давсны ханасан уусмалд бүрэн бус задрал боломжтой). Тиймээс 4-р сонголт бидэнд тохирно.
Цахилгаан гүйдэл бүхий бодисын дамжуулалтыг энгийн төхөөрөмж ашиглан ажиглаж болно.
Энэ нь цахилгаан сүлжээнд утсаар холбогдсон нүүрстөрөгчийн саваа (электрод) -аас бүрдэнэ. Цахилгаан гэрлийг хэлхээнд оруулсан бөгөөд энэ нь хэлхээнд гүйдэл байгаа эсвэл байхгүй байгааг илтгэнэ. Хэрэв та электродыг чихрийн уусмалд дүрвэл чийдэн асахгүй. Гэхдээ тэдгээрийг натрийн хлоридын уусмалд дүрвэл тод гэрэлтэх болно.
Уусмал дахь ион болон хайлж, улмаар цахилгаан гүйдэл дамжуулдаг бодисыг электролит гэж нэрлэдэг.
Ижил нөхцөлд ионуудад задардаггүй, цахилгаан гүйдэл дамжуулдаггүй бодисыг электролит бус бодис гэж нэрлэдэг.
Электролит нь хүчил, суурь, бараг бүх давсыг агуулдаг.
Электролит бус бодисууд нь ихэнх органик нэгдлүүд, түүнчлэн молекулууд нь зөвхөн ковалент туйлтгүй эсвэл бага туйлттай холбоог агуулсан бодисуудыг агуулдаг.
Электролит нь хоёр дахь төрлийн дамжуулагч юм. Уусмал эсвэл хайлмагт тэдгээр нь ионуудад задардаг тул гүйдэл урсдаг. Уусмал дахь ион их байх тусам цахилгаан гүйдлийг илүү сайн дамжуулдаг нь ойлгомжтой. Цэвэр ус цахилгааныг маш муу дамжуулдаг.
Хүчтэй ба сул электролитууд байдаг.
Хүчтэй электролитууд ууссан үед ион руу бүрэн задардаг.
Үүнд:
1) бараг бүх давс;
2) олон эрдэс хүчил, жишээлбэл H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI, HMnO 4, HClO 3, HClO 4;
3) шүлтлэг ба шүлтлэг шороон металлын суурь.
Сул электролитУсанд ууссан үед тэд зөвхөн ион руу хэсэгчлэн задардаг.
Үүнд:
1) бараг бүх органик хүчил;
2) зарим эрдэс хүчил, жишээлбэл H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, HClO, H 2 SiO 3;
3) аммиакийн гидрат NH 3 ∙H 2 O хэлбэрээр төлөөлүүлж болох олон металлын суурь (шүлт ба шүлтлэг шороон металаас бусад), түүнчлэн NH 4 OH.
Ус бол сул электролит юм.
Сул электролит нь уусмал дахь ионуудын өндөр концентрацийг үүсгэж чадахгүй.
Электролитийн диссоциацийн онолын үндсэн зарчим.
Усанд ууссан электролитийг ион болгон задлахыг электролитийн диссоциаци гэж нэрлэдэг.
Тиймээс натрийн хлорид NaCl нь усанд ууссан үед натрийн ионууд Na + ба хлоридын ионууд Cl - болж бүрэн задардаг.
Ус нь устөрөгчийн ион H + ба гидроксидын ион OH - зөвхөн маш бага хэмжээгээр үүсгэдэг.
Электролитийн усан уусмалын шинж чанарыг тайлбарлахын тулд Шведийн эрдэмтэн С.Аррениус 1887 онд электролитийн диссоциацийн онолыг дэвшүүлсэн. Дараа нь үүнийг атомын бүтэц, химийн бондын тухай сургаал дээр үндэслэн олон эрдэмтэд боловсруулсан.
Энэхүү онолын орчин үеийн агуулгыг дараах гурван заалт болгон бууруулж болно.
1. Усанд ууссан электролитууд нь эерэг ба сөрөг ионууд болон хуваагддаг.
Ионууд атомуудаас илүү тогтвортой электрон төлөвт байдаг. Эдгээр нь нэг атомаас бүрдэх боломжтой - эдгээр нь энгийн ионууд (Na +, Mg 2+, Al 3+ гэх мэт) эсвэл хэд хэдэн атомаас бүрддэг - эдгээр нь нарийн төвөгтэй ионууд (NO 3 -, SO 2- 4, PO Z- 4) юм. гэх мэт).
2. Цахилгаан гүйдлийн нөлөөгөөр ионууд чиглэлтэй хөдөлгөөнийг олж авдаг: эерэг цэнэгтэй ионууд катод руу, сөрөг цэнэгтэй ионууд нь анод руу шилжинэ. Тиймээс эхнийх нь катионууд, сүүлийнх нь анионууд гэж нэрлэгддэг.
Ионуудын чиглэлтэй хөдөлгөөн нь эсрэг цэнэгтэй электродуудаар татагдсаны үр дүнд үүсдэг.
3. Диссоциаци нь урвуу процесс юм: молекулуудыг ион болгон задлах (диссоциаци) зэрэгтэй зэрэгцэн ионуудыг нэгтгэх (холбоо) үйл явц явагдана.
Тиймээс электролитийн диссоциацийн тэгшитгэлд тэнцүү тэмдгийн оронд урвуу шинж тэмдгийг ашигладаг. Жишээлбэл, электролитийн KA молекулыг K + катион ба А - анион болгон задлах тэгшитгэлийг ерөнхийд нь дараах байдлаар бичнэ.
KA ↔ K + + A -
Электролитийн диссоциацийн онол нь органик бус химийн үндсэн онолуудын нэг бөгөөд атом-молекулын шинжлэх ухаан, атомын бүтцийн онолтой бүрэн нийцдэг.
Диссоциацийн зэрэг.
Аррениусын электролитийн диссоциацийн онолын хамгийн чухал ойлголтуудын нэг бол диссоциацийн зэрэг юм.
Диссоциацийн зэрэг (a) нь ионуудад задарсан молекулуудын тоог (n") ууссан молекулуудын нийт тоонд (n) харьцуулсан харьцаа юм.
Электролитийн диссоциацийн зэрэг нь туршилтаар тодорхойлогддог бөгөөд нэгжийн бутархай эсвэл хувиар илэрхийлэгдэнэ. Хэрэв α = 0 бол диссоциаци байхгүй, α = 1 эсвэл 100% бол электролит нь ион руу бүрэн задардаг. Хэрэв α = 20% бол энэ нь өгөгдсөн электролитийн 100 молекулын 20 нь ион болон хуваагдсан гэсэн үг юм.
Өөр өөр электролитууд нь диссоциацийн янз бүрийн зэрэгтэй байдаг. Туршлагаас харахад энэ нь электролитийн концентраци ба температураас хамаардаг. Электролитийн концентраци буурах үед, i.e. Усаар шингэлэх үед диссоциацийн түвшин үргэлж нэмэгддэг. Дүрмээр бол диссоциацийн зэрэг, температурын өсөлт нэмэгддэг. Диссоциацийн зэргээс хамааран электролитийг хүчтэй ба сул гэж хуваадаг.
Сул электролит - цууны хүчлийн электролитийн диссоциацийн үед салаагүй молекулууд ба ионуудын хооронд үүссэн тэнцвэрийн шилжилтийг авч үзье.
CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +
Цууны хүчлийн уусмалыг усаар шингэлэх үед тэнцвэр нь ион үүсэх рүү шилжиж, хүчлийн диссоциацийн зэрэг нэмэгддэг. Үүний эсрэгээр, уусмалыг ууршуулах үед тэнцвэр нь хүчил молекул үүсэх тал руу шилждэг - диссоциацийн зэрэг буурдаг.
Энэ илэрхийллээс харахад α нь 0 (диссоциаци байхгүй) -ээс 1 (бүрэн диссоциаци) хооронд хэлбэлзэж болно. Диссоциацийн зэргийг ихэвчлэн хувиар илэрхийлдэг. Электролитийн диссоциацийн зэргийг зөвхөн туршилтаар тодорхойлж болно, жишээлбэл, уусмалын хөлдөх цэг, уусмалын цахилгаан дамжуулах чанар гэх мэт.
Диссоциацийн механизм
Ионы холбоо бүхий бодисууд хамгийн амархан задардаг. Таны мэдэж байгаагаар эдгээр бодисууд нь ионуудаас бүрддэг. Уусах үед усны диполууд нь эерэг ба сөрөг ионуудын эргэн тойронд чиглэгддэг. Усны ион ба диполийн хооронд харилцан татах хүч үүсдэг. Үүний үр дүнд ионуудын хоорондын холбоо суларч, ионууд нь болороос уусмал руу шилжинэ. Энэ тохиолдолд гидратжуулсан ионууд үүсдэг, i.e. усны молекулуудтай химийн холбоотой ионууд.
Молекулууд нь туйлын ковалент холбоо (туйлт молекул) -ын төрлөөс хамаарч үүсдэг электролитууд ижил төстэй байдлаар хуваагддаг. Бодисын туйл молекул бүрийн эргэн тойронд усны диполууд бас чиглэгддэг бөгөөд тэдгээр нь сөрөг туйлаараа молекулын эерэг туйл руу, эерэг туйлаараа сөрөг туйл руу татагддаг. Энэхүү харилцан үйлчлэлийн үр дүнд холбогч электрон үүл (электрон хос) илүү өндөр цахилгаан сөрөг хүчин чадалтай атом руу бүрэн шилжиж, туйлын молекул нь ион болж хувирч, дараа нь гидратжуулсан ионууд амархан үүсдэг.
Туйлын молекулуудын диссоциаци нь бүрэн эсвэл хэсэгчилсэн байж болно.
Тиймээс электролитууд нь ион эсвэл туйлын холбоо бүхий нэгдлүүд юм - давс, хүчил, суурь. Мөн тэдгээр нь туйлын уусгагч дахь ионуудад хуваагдаж чаддаг.
Диссоциацийн тогтмол.
Диссоциацийн тогтмол. Электролитийн диссоциацийн илүү нарийвчлалтай шинж чанар нь уусмалын концентрацаас хамаардаггүй диссоциацийн тогтмол юм.
АА электролитийн диссоциацийн урвалын тэгшитгэлийг ерөнхий хэлбэрээр бичих замаар диссоциацийн тогтмол байдлын илэрхийлэлийг олж авч болно.
A K → A - + K +.
Диссоциаци нь буцах тэнцвэрт үйл явц тул массын үйл ажиллагааны хуулийг энэ урвалд хэрэглэх ба тэнцвэрийн тогтмолыг дараах байдлаар тодорхойлж болно.
Энд K нь электролит ба уусгагчийн температур ба шинж чанараас хамаарах диссоциацийн тогтмол, гэхдээ электролитийн концентрацаас хамаардаггүй.
Янз бүрийн урвалын тэнцвэрийн тогтмолуудын хүрээ маш том - 10 -16-аас 10 15 хүртэл. Жишээлбэл, өндөр үнэ цэнэ TOурвалын хувьд
Хэрэв Ag + мөнгөний ион агуулсан уусмалд металл зэс нэмбэл тэнцвэрт байдалд хүрэх үед зэсийн ионы концентраци нь мөнгөний ионы 2-ын квадратаас хамаагүй их байна гэсэн үг юм. Эсрэгээр, бага үнэ цэнэ TOурвалд
тэнцвэрт байдалд хүрэх үед мөнгөний иодид AgI бага хэмжээгээр ууссан болохыг харуулж байна.
Тэнцвэрийн тогтмолыг илэрхийлэх илэрхийлэл бичих хэлбэрт онцгой анхаар.Хэрэв урвалын явцад зарим урвалжуудын концентраци мэдэгдэхүйц өөрчлөгддөггүй бол тэдгээрийг тэнцвэрийн тогтмол байдлын илэрхийлэлд бичихгүй. (ийм тогтмолуудыг K 1 гэж тэмдэглэнэ).
Тиймээс зэсийн мөнгөтэй урвалд орохын тулд илэрхийлэл буруу байх болно.
Зөв хэлбэр нь:
Энэ нь металл зэс, мөнгөний концентрацийг тэнцвэрийн тогтмол байдалд оруулдагтай холбон тайлбарлаж байна. Зэс, мөнгөний агууламжийг тэдгээрийн нягтралаар тодорхойлдог бөгөөд өөрчлөх боломжгүй. Тиймээс тэнцвэрийн тогтмолыг тооцоолохдоо эдгээр концентрацийг харгалзан үзэх нь утгагүй юм.
AgCl ба AgI-ийг уусгах үед тэнцвэрийн тогтмолуудын илэрхийллийг ижил төстэй байдлаар тайлбарлав.
Уусах чадварын бүтээгдэхүүн. Муу уусдаг металлын давс ба гидроксидын диссоциацийн тогтмолыг харгалзах бодисын уусах чадварын бүтээгдэхүүн гэж нэрлэдэг (PR гэж тэмдэглэсэн).
Усны диссоциацийн урвалын хувьд
тогтмол илэрхийлэл нь:
Үүнийг усан уусмал дахь урвалын явцад усны концентраци маш бага өөрчлөгддөгтэй холбон тайлбарлаж байна. Тиймээс [H 2 O]-ийн концентраци тогтмол хэвээр байх бөгөөд тэнцвэрийн тогтмол байдалд оруулдаг гэж үздэг.
Электролитийн диссоциацийн үүднээс хүчил, суурь, давс.
Электролитийн диссоциацийн онолыг ашиглан хүчил, суурь, давсны шинж чанарыг тодорхойлж, дүрсэлдэг.
Хүчилүүд нь диссоциаци нь зөвхөн устөрөгчийн катионуудыг катион хэлбэрээр үүсгэдэг электролит юм.
Жишээ нь:
НCl ↔ Н + + С l - ;
CH 3 COOH ↔ H + + CH 3 COO -
Полиустик хүчлийн задрал нь ихэвчлэн эхний шатанд, бага хэмжээгээр хоёр дахь шатанд, зөвхөн бага хэмжээгээр гурав дахь шатанд явагддаг. Тиймээс, жишээлбэл, фосфорын хүчлийн усан уусмалд H 3 PO 4 молекулуудын хамт H 2 PO 2-4, HPO 2-4 ба PO 3-4 ионууд (дараалан буурах тоо хэмжээгээр) байдаг.
N 3 PO 4 ↔ N + + N 2 PO - 4 (эхний шат)
N 2 PO - 4 ↔ N + + NPO 2- 4 (хоёр дахь шат)
NRO 2- 4 ↔ N+ PO Z- 4 (гурав дахь шат)
Хүчиллэгийн суурь чанар нь диссоциацийн үед үүссэн устөрөгчийн катионуудын тоогоор тодорхойлогддог.
Тиймээс HCl, HNO 3 - нэг суурьт хүчил - нэг устөрөгчийн катион үүсдэг;
H 2 S, H 2 CO 3, H 2 SO 4 - хоёр үндсэн,
H 3 PO 4, H 3 AsO 4 нь гурвалжин шинж чанартай байдаг тул хоёр ба гурван устөрөгчийн катионууд үүсдэг.
Цууны хүчлийн молекул CH 3 COOH-д агуулагдах дөрвөн устөрөгчийн атомаас зөвхөн нэг нь карбоксил бүлгийн нэг хэсэг болох COOH нь H + катион - нэг суурь цууны хүчил хэлбэрээр хуваагдах чадвартай.
Хоёр болон олон суурьт хүчлүүд нь алхам алхмаар (аажмаар) салдаг.
Суурь нь диссоциаци нь зөвхөн гидроксидын ионыг анион хэлбэрээр үүсгэдэг электролит юм.
Жишээ нь:
KOH ↔ K + + OH - ;
NH 4 OH ↔ NH + 4 + OH -
Усанд уусдаг суурийг шүлт гэж нэрлэдэг. Тэдгээр нь тийм ч олон биш юм. Эдгээр нь шүлтлэг ба шүлтлэг шороон металлын суурь юм: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH ба Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2, Ra(OH) 2, түүнчлэн NH 4 OH. Ихэнх суурь нь усанд бага зэрэг уусдаг.
Суурийн хүчиллэгийг түүний гидроксил бүлгийн (гидрокси бүлгүүдийн) тоогоор тодорхойлно. Жишээлбэл, NH 4 OH нь нэг хүчлийн суурь, Ca(OH) 2 нь хоёр хүчиллэг суурь, Fe(OH) 3 нь гурван хүчлийн суурь гэх мэт. Хоёр ба поли хүчиллэг суурь нь алхам алхмаар хуваагддаг.
Ca(OH) 2 ↔ Ca(OH) + + OH - (эхний шат)
Ca(OH) + ↔ Ca 2+ + OH - (хоёр дахь шат)
Гэсэн хэдий ч диссоциацийн үед устөрөгчийн катион ба гидроксидын ионыг нэгэн зэрэг үүсгэдэг электролитууд байдаг. Эдгээр электролитийг амфотер эсвэл амфолит гэж нэрлэдэг. Үүнд ус, цайр, хөнгөн цагаан, хромын гидроксид болон бусад олон бодис орно. Жишээлбэл, ус нь H + ба OH - ионуудад хуваагддаг (бага хэмжээгээр):
H 2 O ↔ H + + OH -
Үүний үр дүнд устөрөгчийн катионууд H +, OH - ионууд байдаг тул шүлтлэг шинж чанартай байдаг тул хүчиллэг шинж чанартай байдаг.
Амфотер цайрын гидроксидын Zn(OH) 2-ийн диссоциацийг тэгшитгэлээр илэрхийлж болно.
2OH - + Zn 2+ + 2H 2 O ↔ Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2- + 2H +
Давс нь электролит бөгөөд тэдгээрийн диссоциацийн үед металлын катионууд, түүнчлэн аммонийн катион (NH 4) ба хүчлийн үлдэгдлийн анионууд үүсдэг.
Жишээ нь:
(NH 4) 2 SO 4 ↔ 2NH + 4 + SO 2- 4;
Na 3 PO 4 ↔ 3Na + + PO 3- 4
Дунд зэргийн давсууд ингэж задардаг. Хүчиллэг ба үндсэн давс нь үе шаттайгаар хуваагддаг. Хүчиллэг давсны хувьд эхлээд металлын ионууд, дараа нь устөрөгчийн катионууд арилдаг. Жишээ нь:
KHSO 4 ↔ K + + HSO - 4
HSO - 4 ↔ H + + SO 2- 4
Үндсэн давсанд хүчиллэг үлдэгдэл эхлээд, дараа нь гидроксидын ионууд арилдаг.
Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH) + + Cl -
Мэдэгдэж байгаагаар, уусах үед, тэр ч байтугай тархалтаас болж хутгахгүйгээр уусмал аажмаар нэгэн төрлийн болж, өөрөөр хэлбэл бүх хэсгүүдэд түүний концентраци ижил болно.
Уусмалыг цэвэр уусгагчаас хагас нэвчилттэй хуваалтаар (илгэн цаас, коллодион хальс, гилгэр хальсан гэх мэт) тусгаарлах тохиолдлыг Зураг дээр үзүүлсэн шиг авч үзье. 15. Ийм хуваалтууд нь уусгагчийн молекулуудыг нэлээд амархан нэвтрүүлэх боломжийг олгодог боловч ууссан бодисыг нэвтрүүлэхгүй. Хуваалтын хоёр тал дахь концентрацийг тэнцүүлэх үйл явц нь төвөгтэй байдаг. Ууссан бодис нь хуваалтаар дамжин уусгагч руу орж чадахгүй. Зөвхөн уусгагч молекулыг хуваалтаар дамжуулан уусмал руу нэвтрүүлэх боломжтой. Тиймээс уусгагчаар шингэлснээс болж аажмаар буурах болно.
Хагас нэвчдэг хуваалтаар уусгагчийг уусмал руу нэвтрүүлэх үйл явцыг осмос гэж нэрлэдэг. Өндөр байх тусам осмос илүү тод илэрдэг.
Өөр өөр концентрацитай уусмалыг хагас нэвчилттэй хуваалтаар тусгаарлах үед осмос үүсдэг. Уусгагч нь хагас нэвчилттэй хуваалтаар уусмал руу нэвчиж, илүү их концентрацитай байх тусам түүний хэмжээ нэмэгддэг. Иймд 15-р зурагт үзүүлсэн шиг хагас нэвчилттэй мембранаар хийсэн саванд уусмалыг байрлуулж, 15-р зурагт үзүүлсэн шиг энэ савыг уусгагч руу буулгавал уусмалын хэмжээ ихсэх болно. хоолойг дээш өргөх болно. Үүссэн шингэний багана нь тодорхой хэмжээний даралтыг бий болгодог бөгөөд энэ нь зарим үед осмос зогсоход хүргэдэг. Уусмалын доторх шингэний энэ баганын даралтыг тэнцвэржүүлдэг хүчийг осмосын даралт гэж нэрлэдэг. Осмосын даралтын хэмжээг осмос зогсох гадаад даралтаар хэмждэг.
Цагаан будаа. 15. Осмосын үзэгдлийг ажиглах төхөөрөмж. 1 - устай сав; 2 - хагас нэвчилттэй мембран; 3 - үүссэн осмосын даралтыг ажиглах хоолой; 4 - шийдэл.
Ургамал, амьтны эсийн хана нь протоплазм агуулсан хагас нэвчдэг хана юм. Тэдэнд байнга хадгалагддаг зүйл нь эс, эд эсийн уян хатан чанарыг тодорхойлдог.
■ 62. Осмос ямар нөхцөлд явагддаг вэ?
63. Юу вэ?
64. Ургамал, амьтны организмд осмос ямар ач холбогдолтой вэ?
Электролитийн диссоциацийн онол
18-19-р зууны зааг дээр цахилгаан гүйдэл нь бодисын шинж чанарыг судлахад ашиглагдаж эхлэхэд зарим нь усан уусмалд цахилгаан гүйдэл дамжуулдаг бол зарим нь цахилгаан гүйдэл дамжуулдаггүй болохыг анхаарч үзсэн. Дараа нь цахилгаан гүйдэл дамжуулдаг усан уусмалыг электролит гэж нэрлэдэг. Эдгээрт шүлт, хүчил, давс багтсан. Уусмал нь цахилгаан гүйдэл дамжуулдаггүй бодисыг электролит бус (элсэн чихэр, спирт, бензол болон бусад органик бодис) гэж нэрлэдэг.
Химийн бондын төрлүүд тодорхой болсон өнөө үед бодисын зан үйлийн ийм ялгааг тайлбарлах боломжтой болсон. Усан уусмал дахь бодисын цахилгаан дамжуулалтын үзэгдэл нь ууссан бодис ба уусгагчийн молекул дахь химийн холболтын төрлөөс хамаарна.
Усны молекул нь бид аль хэдийн хэлсэнчлэн диполь юм (х. 32-34-ийг үзнэ үү). Хэрэв бодис усанд ууссан бол молекул нь ионы төрлийн холбоо байдаг тул түүний болор тор нь мөн ион шинж чанартай байдаг бол усны диполууд нь сөрөг туйлтай эерэг ионууд руу, эерэг туйлууд нь сөрөг ионууд руу чиглэнэ. Зураг 16.a). Усны ион ба диполийн хооронд электростатик таталцлын хүч нэмэгдэж, өвөрмөц холбоо үүсч, эцэст нь ионы болор торыг усны диполоор хүрээлэгдсэн бие даасан ион болгон задалдаг.
тиймээс тэдгээрийг усжуулсан ион гэж нэрлэдэг. Хэрэв туйлын молекултай бодис, жишээ нь хлорид усанд уусвал ойролцоогоор ижил зүйл тохиолддог (Зураг 16, b-г үз). Үүний зэрэгцээ, хэрэв ууссан бодисын молекулууд нь ковалент туйлшгүй төрлийн бондын дагуу баригдсан бол уусмалд ион үүсэхгүй, учир нь туйлтгүй молекулууд усны молекулуудаас ион ба молекулуудын адил нөлөө үзүүлэхгүй. туйлын молекулууд. Үндсэндээ ихэнх органик бодисын молекулууд нь ковалентын туйл бус хэлбэрийн дагуу бүтээгдсэн байдаг. Тиймээс, органик бодисууд нь дүрмээр бол электролит биш юм!
Цагаан будаа. 16. Усан дахь натрийн хлоридын диссоциацийн схем (а) ба усан дахь туйлын HCl молекулуудын диссоциаци (б)
Иймд молекул дахь атомуудын хоорондох ион буюу туйлын төрлийн холбоогоор молекулууд нь тогтсон бодисууд л электролит байж болно. Үүнээс гадна уусгагч молекулууд нь туйлын бүтэцтэй байх ёстой бөгөөд зөвхөн ийм нөхцөлд молекулууд ион болж задрах болно.
Уусгагчийн үйлчлэлээр электролитийн молекулуудыг ион болгон задлахыг электролитийн диссоциаци гэж нэрлэдэг.
Электролитийн диссоциацийн тодорхойлолтыг дэвтэртээ бичээрэй.
"Дассоциаци" гэдэг үг нь "буцах боломжтой задрал" гэсэн утгатай. Хэрэв электролитийн уусмал ууршвал бид уусахаас өмнөхтэй ижил электролитийг дахин авах болно, учир нь урвуу процесс явагдах болно - моляризаци.
■ 65. Уусмал дахь химийн холбоо, үйл ажиллагааны хувьд электролит нь электролит бусаас юугаараа ялгаатай вэ?
66. Электролитийн диссоциацийн үйл явцад уусгагч нь диполь молекул, химийн бондын электролит-ион эсвэл туйлшралтай байх нь яагаад зайлшгүй шаардлагатай вэ?
67. Туйлшгүй молекултай бодис яагаад электролит байж болохгүй гэж?
68. Электролитийн диссоциаци гэж юу болохыг томъёол. Тодорхойлолтыг цээжээр мэдэж аваарай.
60. Моляризацийн процесс нь диссоциациас юугаараа ялгаатай вэ?
Уусмал дахь электролитийн диссоциацийг анх 1887 онд Шведийн эрдэмтэн Арреннус тайлбарлав. Тэрээр электролитийн диссоциацийн онол гэж нэрлэсэн онолын үндсэн заалтуудыг томъёолсон.
Энэхүү онолын үндсэн заалтууд нь дараах байдалтай байна.
1 Уусмал нь цахилгаан гүйдэл (электролит) дамжуулдаг бүх бодисууд ууссан үед эерэг ба сөрөг цэнэгтэй тоосонцор - ионуудад задардаг.
2. Хэрэв уусмалаар шууд цахилгаан гүйдэл дамжих юм бол эерэг цэнэгтэй ионууд сөрөг туйл - катод руу шилжих тул тэдгээрийг катион гэж нэрлэдэг. Сөрөг цэнэгтэй ионууд эерэг туйл - анод руу шилжих тул тэдгээрийг анион гэж нэрлэдэг. Уусмал дахь катионуудын нийт цэнэг нь анионуудын нийт цэнэгтэй тэнцүү тул уусмал нь үргэлж цахилгаан саармаг байдаг.
3. Ижил элементийн ион ба атомууд шинж чанараараа бие биенээсээ эрс ялгаатай. Жишээлбэл, зэсийн ионууд нь цэнхэр өнгөтэй байдаг нь зэсийн сульфатаас үүдэлтэй бөгөөд чөлөөт зэсийн ионууд нь улаан өнгөтэй байдаг. Натрийн атомууд устай урвалд орж, түүнийг ялгаруулж, шүлт үүсгэдэг бол натрийн ионууд устай бараг урвалд ордоггүй.
Хлорын ионууд нь өнгөгүй, хоргүй, өнгөгүй, үнэргүй байдаг нь натрийн хлоридын ижил уусмалыг судлахад харагддаг бөгөөд өөрөө ногоон шаргал өнгөтэй байдаг.
өвөрмөц хурц үнэртэй хорт хий.
Онолын үндсэн заалтуудыг дэвтэртээ бичээрэй.
Бичиж байхдаа атомыг ионоос ялгахын тулд ионы баруун дээд хэсэгт цэнэгийн тэмдэг болон түүний хэмжээг зааж өгсөн болно. Жишээ нь: натрийн атом нь Na, натрийн ион нь Na + (унш: "дан цэнэгтэй натрийн катион"); зэсийн атом нь Cu, зэсийн ион нь Cu 2+ (унш: "давхар цэнэгтэй зэсийн катион"); хөнгөн цагааны атом нь Al, хөнгөн цагааны ион нь Al 3+ (унших: "гурван цэнэгтэй хөнгөн цагааны катион"), хүхрийн атом нь S, хүхрийн ион нь S 2-; (унш: "давхар цэнэгтэй хүхрийн анион"), хлорын атом Cl, хлорын ион Cl - гэх мэт.
■ 70. Ион гэж юу вэ?
71. Ионууд нь саармаг атомуудаас юугаараа ялгаатай вэ?
72. Ямар ионуудыг катион гэж нэрлэдэг, ямар анионууд, яагаад?
73. Бичгээр ионыг саармаг атомаас хэрхэн ялгах вэ (жишээ өг)?
74. Дараах ионуудыг нэрлэнэ үү: Fe 2+, Fe 3+, K +, Br -.
Суурь, хүчил, давсны диссоциаци
Зөвхөн NaCl ба HCl-ийн жишээн дээр авч үзвэл молекулууд нь ион эсвэл туйлын төрлийн холбоогоор бүтээгдсэн нэгдлүүд ион болж задардаг гэж бид аль хэдийн хэлсэн. Туйлшгүй молекулуудын хувьд усан уусмал дахь ионуудад задардаггүй.
Гэсэн хэдий ч молекулуудад хоёр төрлийн холбоо ажиглагддаг бодисууд байдаг, жишээлбэл, натрийн гидроксидын NaOH молекулд метал нь гидроксилтэй ионы холбоо, хүчилтөрөгчтэй ковалент холбоогоор холбогддог. Хүхрийн хүчлийн H2SO4 молекул дахь устөрөгч нь хүчиллэг үлдэгдэлтэй туйлширсан холбоогоор, хүчилтөрөгчтэй ковалент туйлшгүй холбоогоор холбогддог. Хөнгөн цагааны нитратын молекул дахь Al(NO 3) 3 нь хүчиллэг үлдэгдэлтэй ионы холбоогоор, азотын атомууд нь хүчилтөрөгчийн атомуудтай ковалент холбоогоор холбогддог. Ийм тохиолдолд молекулыг ион болгон задлах нь ион эсвэл туйлын холбоо үүссэн газарт тохиолддог. Ковалент холбоо нь салаагүй хэвээр байна.
Дээрхээс харахад ионууд нь зөвхөн бие даасан атомууд төдийгүй атомын бүлэг байж болно. Жишээлбэл, гидроксил диссоциацийн үед нэг анион OH- үүсгэдэг бөгөөд үүнийг гидроксил ион гэж нэрлэдэг. Хүчлийн үлдэгдэл SO 4 нь давхар цэнэгтэй анион - сульфатын ион үүсгэдэг. Ион бүрийн цэнэгийг түүний валентаар тодорхойлно.
Одоо бид янз бүрийн төрлийн органик бус бодисууд ямар ионуудад хуваагддагийг авч үзэх болно. Химийн урвалын тэгшитгэлийн нэгэн адил диссоциацийн тэгшитгэлийг бичиж болно. Жишээлбэл, натрийн гидроксидын ион болгон задралыг дараах байдлаар бичнэ.
NaOH = Na + + OH -
Заримдаа ийм тэгшитгэл дэх тэнцүү тэмдгийн оронд ⇄ урвуу шинж тэмдгийг ашиглан диссоциацийг буцаах процесс бөгөөд уусгагчийг зайлуулах үед эсрэг чиглэлд явагддаг.
Кальцийн гидроксид дараахь байдлаар хуваагдана.
Ca(OH) 2 = Ca 2+ + 2OH -
(гидроксил бүлгийн тоог харуулсан индекс нь коэффициент болдог).
Оруулсан зөв эсэхийг шалгахын тулд катионуудын нийт эерэг цэнэг ба анионуудын нийт сөрөг цэнэгийг тооцоолох хэрэгтэй. Тэд үнэмлэхүй утгаараа тэнцүү байх ёстой. Энэ тохиолдолд эерэг цэнэгийн нийлбэр нь +2, сөрөг цэнэгийн нийлбэр нь -2 байна. Дээрхээс харахад электролитийн диссоциацийн онолын үүднээс суурийн тодорхойлолт гарч ирдэг.
Суурь нь уусмалд задарч зөвхөн металлын катион ба гидроксил анион үүсгэдэг электролитууд юм.
Суурийн тодорхойлолтыг дэвтэртээ бич.
■ 75. Барийн гидроксид, төмрийн гидроксид, калийн гидроксид, стронцийн гидроксид, цайрын гидроксид, литийн гидроксид электролит мөн эсэхийг эхлээд уусах чадварын хүснэгтээр шалган дараах суурийн диссоциацийн тэгшитгэлийг бич.
Хүчиллэг ион болон задрал нь туйлшралын холбоо, өөрөөр хэлбэл устөрөгчийн атом ба хүчлийн үлдэгдэл хооронд үүсдэг.
Жишээлбэл, азотын хүчлийг дараахь томъёогоор илэрхийлнэ.
HNO 3 = H + + NO 3 -
Хоёр ба түүнээс дээш үндсэн хүчлүүдийн хувьд диссоциаци нь үе шаттайгаар явагддаг, жишээлбэл, H 2 CO 3:
Н 2 СО 3 ⇄ Н + + НСО з — (эхний шат) НСО 3 ⇄ Н + + CO 2 3 — (хоёр дахь шат)
Алхам алхмаар диссоциацийг заримдаа тасралтгүй тэгш байдал гэж дүрсэлдэг.
H 2 CO 3 ⇄ H + + HCO 3 - ⇄ 2H + + CO 2 3 -
Алхам алхмаар диссоциацийн үед алхмууд дахь ялзрал ихээхэн багасдаг бөгөөд сүүлчийн шатанд энэ нь ихэвчлэн маш бага байдаг.
Иймээс хүчил нь уусмалд диссоциацийн электролит бөгөөд зөвхөн устөрөгчийн ионыг катион хэлбэрээр үүсгэдэг.
Хүчиллэгийн тодорхойлолтыг дэвтэртээ бичээрэй.
■ 76. Дараах хүчлүүдийн диссоциацийн тэгшитгэлийг бич: хүхэр, фосфор, хүхэрт устөрөгч, хүхэрлэг, давстай. Хоёр ба түүнээс дээш үндсэн хүчлийн хувьд тэгшитгэлийг алхам алхмаар бич.
Суурь ба хүчлүүдийн диссоциацийн шинж чанар нь суурь буюу хүчил үүсгэгч ионы радиус ба цэнэгээс хамаарна.
Na + ионы радиус нь H + ионы радиусаас их байдаг тул хүчилтөрөгчийн электрон бүрхүүлүүд нь устөрөгчийн цөмийг натрийн цөмөөс илүү хүчтэй татдаг. Тиймээс диссоциацийн үед Na-OH холбоо илүү хурдан тасрах ёстой. Ижил цэнэгтэй гидроксид үүсгэгч ионы радиус том байх тусам диссоциаци амархан явагдана.
Нэг дэд бүлэгт атомын цөм илүү их цэнэгтэй, тиймээс том ионы радиустай металлын гидроксид илүү хүчтэй задрах болно.
■ 77. Д.И.Менделеевийн үелэх системийн элементүүдийн аль нь Mg(OH) 2 эсвэл Sr(OH) 2 илүү хүчтэй задрахыг заана уу. Яагаад?
Гидроксид (эсвэл хүчил) үүсгэдэг ионуудын радиусын ойролцоо утгын хувьд диссоциацийн шинж чанар нь түүний цэнэгийн хэмжээнээс хамаарна. Тэгэхээр цахиурын хүчлийн H 2 SiO 3 дахь цахиурын ионы цэнэг Si(+4), ионы цэнэг
хлорын хүчил HClO 4 - Cl (+7), дараа нь сүүлийнх нь илүү хүчтэй байдаг. Ион эерэг байх тусам устөрөгчийн эерэг ионыг няцаах болно. Хүчиллэг төрлийн диссоциаци үүсдэг.
Бериллийн амфотер шинж чанар (II үе) нь устөрөгчийн ионы түлхэлтийн хүч ба бериллийн ионы таталцлын хоорондох өвөрмөц тэнцвэрээр тайлбарлагддаг.
■ 78. Яагаад Д.И.Менделеевийн үелэх системийн III үед магнийн гидроксид нь үндсэн шинж чанартай, хөнгөн цагааны гидроксид - амфотер шинж чанартай боловч хүчил үүсгэдэг вэ? Үүнийг магни, хөнгөн цагаан, хүхрийн ионуудын цэнэг, радиусыг харьцуулж тайлбарла.
Давсны молекулд металлын атом ба хүчиллэг үлдэгдэл хооронд ионы холбоо байдаг тул давс нь металлын катион ба хүчиллэг үлдэгдлийн анион үүсэх замаар тус тус салдаг, жишээлбэл:
Al 2 (SO 4) 3 = 2Al 3+ + 3SO 2 4 -
Үүн дээр үндэслэн давс нь электролит бөгөөд диссоциацийн үед металлын ионыг катион хэлбэрээр, хүчиллэг үлдэгдлийн ионыг анион хэлбэрээр үүсгэдэг.
■ 79. Дараах завсрын давсуудын диссоциацийн тэгшитгэлийг бичнэ үү: натрийн фосфат, магнийн нитрат, хөнгөн цагаан хлорид, калийн силикат, натрийн карбонат, калийн сульфид, зэс (II) нитрат, төмөр (III) хлорид.
Хүчиллэг, үндсэн болон бусад давсны задрал нь арай өөрөөр явагддаг бөгөөд үүнийг доор авч үзэх болно.
Диссоциацийн зэрэг
Электролитийн диссоциаци нь урвуу процесс юм. Үүний үр дүнд ион үүсэхтэй зэрэгцэн эсрэг үйл явц явагддаг - ионуудыг молекул болгон нэгтгэдэг. Тэдний хооронд тэнцвэр тогтдог. Уусмалыг шингэлэх тусам бүрэн диссоциаци явагдана. Диссоциацийн бүрэн байдлыг α үсгээр тэмдэглэсэн диссоциацийн зэрэглэлээр үнэлдэг.
нь задарсан молекулын тоо n-ийг ууссан бодисын нийт молекулын N-д харьцуулсан харьцааг хувиар илэрхийлнэ.
Диссоциацийн зэрэглэлийг тодорхойлох томъёо, тодорхойлолтыг дэвтэртээ бичээрэй.
Өөрөөр хэлбэл ууссан молекулуудын хэдэн хувь нь ион болон задарсныг харуулдаг.
Диссоциацийн зэргээс хамааран электролитийг хүчтэй ба сул гэж ялгадаг. Илүү их байх тусам электролит илүү хүчтэй болно.
Ион болгон задрах хэмжээнээс хамааран электролитийг хүчтэй, дунд, сул гэж ялгадаг.
Хүчтэй электролитууд, тухайлбал HNO 3, HCl, H 2 SO 4, идэмхий шүлтүүд болон бүх давсууд бараг бүрэн (100%) задардаг боловч хүчтэй электролитууд нь α > 30%, өөрөөр хэлбэл молекулуудын 30 гаруй хувь нь задардаг. ион болгон хувиргадаг. Дундаж электролитууд, жишээ нь H 3 PO 4 ба H 2 SO 3 нь диссоциацийн зэрэг нь 2-30% байна. Сул электролитууд, жишээ нь NH 4 OH, H 2 CO 3, H 2 S, сул диссоциаци: α< 2%.
Янз бүрийн электролитийн диссоциацийн түвшинг харьцуулах нь ижил концентрацитай уусмалд (ихэнхдээ 0.1 Н) хийгддэг, учир нь диссоциацийн зэрэг нь уусмалын концентрацаас ихээхэн хамаардаг.
Диссоциацийн зэрэг нь ууссан бодисын мөн чанар, уусгагч болон бусад олон тооны гадны нөлөөллөөс хамаардаг. Тиймээс "хүчтэй хүчил" эсвэл "хүчтэй суурь" гэж хэлэхэд тэдгээр нь уусмал дахь бодисын диссоциацийн түвшинг илэрхийлдэг. Энэ тохиолдолд бид эдгээр бодисуудыг электролит гэж ярьж байна. Бодисын задралын зэрэг нь түүний химийн урвал дахь зан төлөв, урвалын явцыг тодорхойлдог.
■ 80. α диссоциацийн зэргийг юу тодорхойлдог вэ?
81. Дэвтэртээ хүснэгт зур.
Уншсан текст дээрээ тулгуурлан багана бүрт дор хаяж хоёр жишээ өг. 82. “Хүчтэй хүчил”, “сул суурь” гэсэн хэллэгүүд юу гэсэн үг вэ?
Электролит хоорондын солилцооны урвал.Ионы тэгшитгэл
Уусмал дахь электролитууд ион болон задардаг тул ионуудын хооронд электролитийн урвал явагдах ёстой.
Уусмал дахь ионуудын харилцан үйлчлэлийг ионы урвал гэж нэрлэдэг.
Үг хэллэгийг дэвтэртээ бичээрэй.
Ионы оролцоотойгоор солилцооны болон исэлдэлтийн урвал аль аль нь тохиолдож болно. Уусмал дахь электролитийн солилцооны урвал, жишээлбэл, хоёр давсны харилцан үйлчлэлийг авч үзье.
NaCl + AgNO 3 = AgCl↓ + NaNO 3
ба хүчтэй электролитууд ионуудад хэрхэн задардаг вэ?
NaCl ⇄ Na + + Cl —
AgNO 3 ⇄ Ag + + NO 3 —
тиймээс тэгш байдлын зүүн талыг дараах байдлаар бичиж болно: Na + + Cl - + Ag + + NO 3 - =
Урвалын үр дүнд олж авсан бодисуудыг авч үзье: AgCl нь уусдаггүй бодис тул ионуудад задрахгүй, NaNO 3 нь уусдаг давс бөгөөд схемийн дагуу ионуудад төгс задардаг.
NaNO 3 ⇄ Na + + NO 3 —
NaNO 3 нь хүчтэй электролит тул тэгшитгэлийн баруун талыг дараах байдлаар бичнэ.
... = Na + + NO 3 - + AgCl Тэгшитгэл бүхэлдээ дараах хэлбэртэй байна.
Na + + Cl - + Ag + + NO 3 - = Na + + NO 3 - + AgCl
Энэ тэгшитгэлийг бүрэн ионы тэгшитгэл гэж нэрлэдэг. Энэ тэгшитгэлийн ижил төстэй нэр томъёог багасгаснаар бид товчилсон ионы тэгшитгэлийг олж авна
Ag + + Cl - = AgCl
Тиймээс ионы тэгшитгэлийг бүрдүүлэх дараалал.
1. Эхлэлийн бүтээгдэхүүнүүдийн томъёог ион хэлбэрээр бичнэ үү.
2. Үүссэн бүтээгдэхүүнүүдийн (диссоциацийн) томъёог ион хэлбэрээр бич.
3. Тэгшитгэлийн зүүн талд, дараа нь баруун талд ионуудын эерэг ба сөрөг цэнэгийн нийт тоо үнэмлэхүй утгаараа давхцаж байгаа эсэхийг шалгана уу.
4. Тэгшитгэлийн баруун ба зүүн талд ижил нэртэй ионы тоо ижил байгаа эсэхийг шалгана (диссоциацгүй бодисын нэг хэсэг болох атомуудыг харгалзан).
Энэ нь бүрэн ионы тэгшитгэлийн эмхэтгэлийг дуусгана.
Ионы тэгшитгэл зохиох дарааллыг дэвтэртээ бич.
5. Товчилсон ионы тэгшитгэлийг бүрдүүлэхийн тулд тэгшитгэлийн зүүн, баруун талд ижил тэмдэгтэй ижил төстэй нэр томъёог олж, тэгшитгэлээс хасаад, үүссэн товчилсон ионы тэгшитгэлийг бичнэ.
Өгөгдсөн товчилсон ионы тэгшитгэл нь зөвхөн энэ урвалын мөн чанарыг илэрхийлдэг. Хэд хэдэн урвалын тэгшитгэлийг бичье, жишээлбэл:
1) HCl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3
H + + Cl - + Ag + + NO 3 - = H + + NO 3 - + AgCl↓
Ag + + Cl - = AgCl
2) BaCl 2 + 2AgNO 3 = Ba(NO 3) 2 + 2AgCl↓
Ba 2+ + 2Cl - + 2Ag + + 2NO 3 - = Ba 2+ + 2NO 3 - + 2AgCl↓
Ag + + Cl - = AgCl
3)AlCl 3 + 3AgNO 3 = Al(NO 3) 3 + 3AgCl↓
Al 3+ + 3Cl - + 3Ag + + 3NO 3 - = Al 3+ + 3NO 3 - + 3AgCl
Ag + + Cl - = AgCl
Өгөгдсөн бүх жишээн дээр товчилсон ионы тэгшитгэл ижил байна. Энэ нөхцөл байдал нь аналитик химийн хувьд чанарын шинжилгээ хийхэд маш чухал үүрэг гүйцэтгэдэг.
Урвалын үр дүнд (бага диссоциацтай бодис) үүсэх тохиолдол бий.
Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O
Ca 2+ + 2ON — + 2H + + 2Сl — = Ca 2+ + 2Сl — + 2Н 2 O
H + + OH - = H 2 O
эсвэл хий ялгардаг
Na 2 CO 3 + 2HNO 3 = 2NaNO 3 + H 2 O + CO2
2Na + + CO 2 3 - + 2H + + 2NO 3 - = 2Na + + 2NO 3 - + H 2 O + CO 2 ↓
2H + + CO 2 3 - = H 2 O + CO 2
Мэдэгдэж байгаагаар солилцооны урвал эцэс хүртэл үргэлжлэх нөхцөлүүд байдаг: 1) тунадас үүсвэл, 2) хий ялгарвал, 3) хэрэв . Электролитийн диссоциацийн онолын үүднээс эдгээр бүх нөхцлийг дараах байдлаар томъёолж болно: урвалын үр дүнд задрахгүй эсвэл бага диссоциацтай бодис үүсэх тохиолдолд солилцооны урвал дуусна.
Үүссэн бодис хоёулаа сайн задрах тохиолдолд урвал буцах боломжтой, жишээлбэл:
2КCl + Na 2 SO 4 ⇄ 2NaCl + K 2 SO 4
Шийдэл бүхий даалгавар No7.
2016 оны ОГЭ-ийн 7-р даалгавруудыг авч үзье.
Шийдэл бүхий даалгавар.
Даалгавар №1.
Томъёо нь дараах бодисыг задлахад зөвхөн калийн катионууд ба фосфатын анионууд үүсдэг.
1. KHPO4
2. Ca3(PO4)2
3. KH2PO4
4. K3PO4
Тайлбар:хэрэв диссоциацийн үед зөвхөн калийн катионууд ба фосфатын ионууд үүсдэг бол зөвхөн эдгээр ионууд нь хүссэн бодисын нэг хэсэг болно. Диссоциацийн тэгшитгэлээр баталгаажуулцгаая.
K3PO4 → 3K+ + PO4³‾
Зөв хариулт нь 4.
Даалгавар №2.
Электролит нь томьёотой бодис тус бүрийг агуулдаг
1. N2O, KOH, Na2CO3
2. Cu(NO3)2, HCl, Na2SO4
3. Ba(OH)2, NH3xH2O, H2SiO3
4. CaCl2, Cu(OH)2, SO2
Тайлбар:электролитууд нь уусмал ба хайлмал дахь ионуудад задралын улмаас цахилгаан гүйдэл дамжуулдаг бодис юм. Тиймээс электролит нь уусдаг бодис юм.
Зөв хариулт нь 2.
Даалгавар №3.
Натрийн сульфидын бүрэн задралын дараа ионууд үүсдэг
1. Na+ ба HS‾
2. Na+ ба SO3²‾
3. Na+ ба S²‾
4. Na+ ба SO4²‾
Тайлбар:натрийн сульфидын диссоциацийн тэгшитгэлийг бичье
Na2S → 2Na+ + S²‾
Тиймээс, зөв хариулт нь 3.
Даалгавар №4.
Ионы жагсаалтад
A. Нитратын ион
B. Аммонийн ион
B. Гидроксидын ион
D. Устөрөгчийн ион
D. Фосфатын ион
E. Магнийн ион
катионууд нь:
1. БГД 2. БГЭ 3. НАС 4. ХГЭ
Тайлбар:катионууд нь металлын ион эсвэл устөрөгчийн ион зэрэг эерэг зүйл юм. Дээрхээс эдгээр нь аммонийн ион, устөрөгчийн ион, магнийн ион юм. Зөв хариулт нь 2.
Даалгавар №5.
Давсны электролитийн диссоциацийн талаарх дараах мэдэгдлүүд зөв үү?
A. Бүх давс нь диссоциацийн үед металлын катион, устөрөгчийн катион, хүчлийн үлдэгдлийн анион үүсгэдэг.
B. Диссоциацийн явцад давс нь металлын катион ба хүчлийн үлдэгдлийн анионыг үүсгэдэг.
1. Зөвхөн А зөв байна
2. Зөвхөн В зөв байна
3. Хоёр шийдвэр хоёулаа зөв байна
4. Хоёр шийдвэр хоёулаа буруу байна.
Тайлбар:Зөвхөн хүчиллэг давс нь диссоциацийн үед устөрөгчийн катион үүсгэдэг тул А нь буруу, харин В нь зөв юм. Энд нэг жишээ байна:
NaCl → Na+ + Cl‾
Зөв хариулт нь 2.
Даалгавар №6.
1 моль усан уусмалд бүрэн диссоциацийн үед ижил тооны моль катион ба анион үүсдэг.
1. KNO3
2. CaCl2
3. Ba(NO3)2
4. Al2(SO4)3
Тайлбар:Энэ тэгшитгэлд бид диссоциацийн тэгшитгэлийг бичиж, үр дүнгийн коэффициентийг харах эсвэл өгөгдсөн давсны томъёон дахь индексүүдийг харж болно. Зөвхөн KNO3 молекул ижил тооны мольтой:
KNO3 → K+ + NO3‾
Зөв хариулт нь 1.
Даалгавар №7.
Хлоридын ионууд нь томьёотой бодисыг задлах явцад үүсдэг
1. KClO3
2. AlCl3
3. NaClO
4. Cl2O7
Тайлбар:Дээрх бодисуудын дотроос хлоридын ионууд нь зөвхөн хөнгөн цагаан хлоридын молекул - AlCl3-д байдаг. Энэ давсны диссоциацийн тэгшитгэлийг үзүүлье.
AlCl3 → Al3+ + 3Cl‾
Зөв хариулт нь 2.
Даалгавар №8.
Устөрөгчийн ионууд нь томьёотой бодисыг задлах явцад үүсдэг
1. H2SiO3
2.NH3xH2O
3. HBr
4. NaOH
Тайлбар:Устөрөгчийн ионуудыг жагсаасан хүмүүсийн дунд зөвхөн HBr-д оруулсан болно: HBr → H+ + Br‾
(Уусмал дахь H2SiO3 нь H2O болон SiO2 болон хуваагдана)
Зөв хариулт нь 3.
Даалгавар №9.
Бодисын жагсаалтад:
A. Хүхрийн хүчил
B. Хүчилтөрөгч
B. Калийн гидроксид
G. Глюкоз
D. Натрийн сульфат
E. Этилийн спирт
электролитууд нь:
1. ХААНА 2. ABG 3. WDE 4. AED
Тайлбар:Электролит нь хүчтэй хүчил, суурь эсвэл давс юм. Эдгээрийн дотор хүхрийн хүчил (H2SO4), калийн гидроксид (KOH), натрийн сульфат (Na2SO4) орно. Зөв хариулт нь 4.
Даалгавар №10.
Диссоциацийн процессын явцад фосфатын ионууд нь томьёотой бодис бүрийг үүсгэдэг.
1. H3PO4, (NH4)3PO4, Cu3(PO4)2
2. Mg3(PO4)2, Na3PO4, AlPO4
3. Na3PO4, Ca3(PO4)2, FePO4
4. K3PO4, H3PO4, Na3PO4
Тайлбар:Өмнөх даалгаврын нэгэн адил энд бид электролитууд нь хүчтэй хүчил эсвэл уусдаг давс гэдгийг мэдэх хэрэгтэй, жишээлбэл, №4-т:
K3PO4 → 3K+ + PO4³‾
H3PO4 → 3H+ + PO4³‾
Na3PO4 → 3Na+ + PO4³‾
Зөв хариулт нь 4.
Бие даасан шийдлийн даалгавар.
1. Электролитийн диссоциацийн явцад устөрөгчийн ион ба хүчлийн үлдэгдэл үүсдэг.
1. Ус
2. Азотын хүчил
3. Цахиурын хүчил
4. Калийн нитрат
2. Томъёо нь дараах бодисуудыг электролит гэнэ.
1. KOH, H2O(dist), CaCl2
2. BaSO4, Al(NO3)3, H2SO4
3. BaCl2, H2SO4, LiOH
4. H2SiO3, AgCl, HCl
3. Электролитийн талаархи дараах мэдэгдлүүд үнэн үү?
A. Азот ба хүхрийн хүчил нь хүчтэй электролит юм
B. Усан уусмал дахь устөрөгчийн сульфид нь ион болон бүрэн задардаг
1. Зөвхөн А зөв байна
2. Зөвхөн В зөв байна
3. Хоёр шийдвэр хоёулаа зөв байна
4. Хоёр шийдвэр хоёулаа буруу байна.
4. Хоёр бодис тус бүр нь электролит юм
1. Зэс (II) сульфид ба этанол
2. Давсны хүчил ба калийн сульфат
3. Мөнгөн ус (II) исэл ба кальцийн сульфат
4. Магнийн карбонат ба азотын исэл (I)
5. Усан уусмалд үе шаттайгаар задалдаг
1. Зэс (II) нитрат
2. Азотын хүчил
3. Хүхрийн хүчил
4. Натрийн гидроксид
6. Электролитийн талаархи дараах мэдэгдлүүд үнэн үү?
A. Бериллий гидроксид ба төмрийн (III) гидроксид нь хүчтэй электролит юм.
B. Усан уусмал дахь мөнгөний нитрат нь ион болон бүрэн задардаг
1. Зөвхөн А зөв байна
2. Зөвхөн В зөв байна
3. Хоёр шийдвэр хоёулаа зөв байна
4. Хоёр шийдвэр хоёулаа буруу байна.
7. Диссоциацийн явцад сульфатын ионууд үүсдэг
1. Калийн сульфид
2. Устөрөгчийн сульфидын хүчил
3. Зэсийн сульфид
4. Барийн сульфат
8. Натри ба барийн гидроксидын химийн ерөнхий шинж чанарыг тодорхойлно
1. Тэдний уусмалд натри, барийн ион байгаа эсэх
2. Тэдний усанд сайн уусах чадвар
3. Тэдний найрлагад гурван элемент байгаа эсэх
4. Тэдний уусмалд гидроксидын ион байгаа эсэх
9. Катион нь
1. Сульфатын ион
2. Натрийн ион
3. Сульфидын ион
4. Сульфитын ион
10. Анион нь
1. Кальцийн ион
2. Силикатын ион
3. Магнийн ион
4. Аммонийн ион
Өгөгдсөн даалгаврыг химийн улсын нэгдсэн шалгалтанд бэлтгэх цуглуулгаас авсан болно, зохиогчид: Корошченко А.С. болон Купцова А.А.
Электролит ба электролит бус
Физикийн хичээлээс бид зарим бодисын уусмал нь цахилгаан гүйдэл дамжуулах чадвартай байхад зарим нь тийм биш гэдгийг мэддэг.
Уусмал нь цахилгаан гүйдэл дамжуулдаг бодисыг нэрлэдэг электролитууд.
Уусмал нь цахилгаан гүйдэл дамжуулдаггүй бодисыг нэрлэдэг электролит бус. Жишээлбэл, элсэн чихэр, спирт, глюкоз болон бусад зарим бодисын уусмал нь цахилгаан гүйдэл дамжуулахгүй.
Электролитийн диссоциаци ба холбоо
Электролитийн уусмал яагаад цахилгаан гүйдэл дамжуулдаг вэ?
Шведийн эрдэмтэн С.Аррениус янз бүрийн бодисын цахилгаан дамжуулах чанарыг судалж байхдаа 1877 онд цахилгаан дамжуулалтын шалтгаан нь уусмалд байгаатай холбоотой гэсэн дүгнэлтэд хүрчээ. ионууд, эдгээр нь электролитийг усанд уусгахад үүсдэг.
Электролитийг ион болгон задлах процессыг нэрлэдэг электролитийн диссоциаци.
Уусмалын физикийн онолыг баримталсан С.Аррениус электролитийн устай харилцан үйлчлэлийг тооцдоггүй бөгөөд уусмалд чөлөөт ионууд байдаг гэж үздэг байв. Үүний эсрэгээр Оросын химич И.А.Каблюков, В.А.Кистяковский нар электролитийн диссоциацийг тайлбарлахын тулд химийн онолыг хэрэглэж, электролитийг уусгах үед ууссан бодис нь устай химийн харилцан үйлчлэлд орж, улмаар гидрат үүсэхэд хүргэдэг. Тэд ион болгон задалдаг. Уусмал нь чөлөөт, "нүцгэн" ион биш, харин усжуулсан, өөрөөр хэлбэл усны молекулуудын "хувцасласан" ион агуулдаг гэж тэд үздэг байв.
Усны молекулууд диполууд(хоёр туйл), устөрөгчийн атомууд нь 104.5 ° өнцгөөр байрладаг тул молекул нь өнцгийн хэлбэртэй байдаг. Усны молекулыг доор схемээр үзүүлэв.
Дүрмээр бол бодисууд нь хамгийн амархан салдаг ионы холбооба үүний дагуу ионы болор тортой, учир нь тэдгээр нь аль хэдийн бэлэн ионуудаас бүрддэг. Тэдгээрийг уусгах үед усны диполууд нь электролитийн эерэг ба сөрөг ионуудын эргэн тойронд эсрэг цэнэгтэй төгсгөлүүдтэй байдаг.
Электролитийн ион ба усны диполийн хооронд харилцан татах хүч үүсдэг. Үүний үр дүнд ионуудын хоорондын холбоо суларч, ионууд нь болороос уусмал руу шилжинэ. Ионы холбоо (давс, шүлт) бүхий бодисыг задлах явцад үүсэх процессын дараалал дараах байдалтай байх нь ойлгомжтой.
1) болорын ионуудын ойролцоо усны молекулуудын (диполь) чиглэл;
2) болорын гадаргуугийн давхаргын ионуудтай усны молекулуудын усжилт (харилцаа);
3) электролитийн талстыг гидратжуулсан ион болгон задлах (задрах).
Хялбаршуулсан процессыг дараах тэгшитгэлийг ашиглан тусгаж болно.
Молекулууд нь ковалент холбоо бүхий электролитууд (жишээлбэл, устөрөгчийн хлоридын HCl молекулууд, доороос үзнэ үү) ижил төстэй байдлаар хуваагддаг; зөвхөн энэ тохиолдолд усны диполын нөлөөн дор ковалент туйлын холбоо ион болж хувирдаг; Энэ тохиолдолд үйл явцын дараалал дараах байдалтай байна.
1) электролитийн молекулуудын туйлуудын эргэн тойронд усны молекулуудын чиглэл;
2) усны молекулуудын электролитийн молекулуудтай усжилт (харилцан нөлөө);
3) электролитийн молекулыг ионжуулах (ковалентын туйлын холбоог ион болгон хувиргах);
4) электролитийн молекулуудыг гидратжуулсан ион болгон задлах (задрах).
Хялбаршуулсан аргаар давсны хүчлийг задлах үйл явцыг дараахь тэгшитгэлийг ашиглан тусгаж болно.
Электролитийн уусмалд эмх замбараагүй хөдөлж буй гидратжуулсан ионууд хоорондоо мөргөлдөж, дахин нэгдэх боломжтой гэдгийг анхаарах хэрэгтэй. Энэ урвуу үйл явцыг холбоо гэж нэрлэдэг. Уусмал дахь нэгдэл нь диссоциацитай зэрэгцэн явагддаг тул урвалын тэгшитгэлд урвуу шинж тэмдгийг тавьдаг.
Гидратжуулсан ионы шинж чанар нь гидратжаагүй ионуудын шинж чанараас ялгаатай. Жишээлбэл, усгүйжүүлсэн зэсийн ион Cu 2+ нь зэс (II) сульфатын усгүй талстуудад цагаан өнгөтэй бөгөөд усжуулсан үед хөх өнгөтэй, өөрөөр хэлбэл Cu 2+ nH 2 O усны молекулуудтай холбогддог. Устай ионууд нь тогтмол ба хувьсах тоотой байдаг. усны молекулуудын.
Электролитийн диссоциацийн зэрэг
Электролитийн уусмалд ионуудтай хамт молекулууд бас байдаг. Тиймээс электролитийн уусмалууд нь тодорхойлогддог диссоциацийн зэрэг, энэ нь Грекийн a ("альфа") үсгээр тэмдэглэгдсэн байдаг.
Энэ нь ион болон хуваагдсан хэсгүүдийн тоог (N g) ууссан бөөмсийн нийт тоонд (N p) харьцуулсан харьцаа юм.
Электролитийн диссоциацийн зэрэг нь туршилтаар тодорхойлогддог бөгөөд бутархай эсвэл хувиар илэрхийлэгддэг. Хэрэв a = 0 бол диссоциаци байхгүй, хэрэв a = 1 буюу 100% бол электролит нь ион руу бүрэн задардаг. Янз бүрийн электролитүүд нь диссоциацийн янз бүрийн зэрэгтэй байдаг, өөрөөр хэлбэл диссоциацийн зэрэг нь электролитийн шинж чанараас хамаардаг. Энэ нь мөн концентрацаас хамаарна: уусмалыг шингэлэх тусам диссоциацийн зэрэг нэмэгддэг.
Электролитийн диссоциацийн түвшингээс хамааран электролитийг хүчтэй ба сул гэж хуваадаг.
Хүчтэй электролитууд- эдгээр нь усанд ууссан үед бараг бүрэн ион болгон задалдаг электролитууд юм. Ийм электролитийн хувьд диссоциацийн зэрэг нь нэгдмэл байх хандлагатай байдаг.
Хүчтэй электролитууд нь:
1) бүх уусдаг давс;
2) хүчтэй хүчил, жишээлбэл: H 2 SO 4, HCl, HNO 3;
3) бүх шүлтүүд, жишээлбэл: NaOH, KOH.
Сул электролит- эдгээр нь усанд ууссан үед бараг ион болгон задалдаггүй электролитууд юм. Ийм электролитийн хувьд диссоциацийн зэрэг нь тэг байх хандлагатай байдаг.
Сул электролит нь дараахь зүйлийг агуулдаг.
1) сул хүчил - H 2 S, H 2 CO 3, HNO 2;
2) аммиакийн усан уусмал NH 3 H 2 O;
4) зарим давс.
Диссоциацийн тогтмол
Сул электролитийн уусмалд бүрэн бус диссоциацийн улмаас салаагүй молекул ба ионуудын хоорондох динамик тэнцвэр. Жишээлбэл, цууны хүчлийн хувьд:
Та энэ тэнцвэрт массын үйл ажиллагааны хуулийг хэрэглэж, тэнцвэрийн тогтмол байдлын илэрхийлэлийг бичиж болно.
Сул электролитийн диссоциацийн процессыг тодорхойлдог тэнцвэрийн тогтмолыг нэрлэдэг диссоциацийн тогтмол.
Диссоциацийн тогтмол нь электролитийн (хүчил, суурь, ус) чадварыг тодорхойлдог. ионуудад хуваагдана. Тогтмол хэмжээ их байх тусам электролит нь ион болгон задрахад хялбар байдаг тул илүү хүчтэй байдаг. Сул электролитийн диссоциацийн тогтмолуудын утгыг лавлах номонд өгсөн болно.
Электролитийн диссоциацийн онолын үндсэн зарчим
1. Усанд ууссан үед электролитууд нь эерэг ба сөрөг ионуудад хуваагддаг (задардаг).
Ионуудхимийн элементийн оршин тогтнох хэлбэрүүдийн нэг юм. Жишээлбэл, натрийн металлын атомууд Na 0 устай эрчимтэй харилцан үйлчилж, шүлт (NaOH) ба устөрөгч H 2 үүсгэдэг бол натрийн ионууд Na + ийм бүтээгдэхүүн үүсгэдэггүй. Хлор Cl 2 нь шар-ногоон өнгөтэй, хурц үнэртэй, хортой, харин хлорын ион Cl нь өнгөгүй, хоргүй, үнэргүй байдаг.
Ионууд- эдгээр нь нэг буюу хэд хэдэн химийн элементийн атомууд эсвэл атомын бүлгүүд электрон хандивлах эсвэл нэмсэний үр дүнд хувирдаг эерэг эсвэл сөрөг цэнэгтэй бөөмс юм.
Уусмал дахь ионууд янз бүрийн чиглэлд санамсаргүй байдлаар хөдөлдөг.
Тэдний найрлагын дагуу ионууд хуваагдана энгийн- Cl - , Na + ба цогцолбор- NH 4 + , SO 2 - .
2. Усан уусмал дахь электролитийн задралын шалтгаан нь түүний усжилт, өөрөөр хэлбэл электролитийн усны молекулуудтай харилцан үйлчлэлцэх, түүний доторх химийн холбоо тасрах явдал юм.
Энэхүү харилцан үйлчлэлийн үр дүнд усжуулсан ионууд үүсдэг, өөрөөр хэлбэл усны молекулуудтай холбоотой байдаг. Тиймээс усны бүрхүүл байгаа эсэхээс хамааран ионууд хуваагдана усжуулсан(уусмал болон талст гидрат дахь) ба усгүй(усгүй давсанд).
3. Цахилгаан гүйдлийн нөлөөн дор эерэг цэнэгтэй ионууд нь одоогийн эх үүсвэрийн сөрөг туйл руу - катод руу шилждэг тул катион гэж нэрлэгддэг ба сөрөг цэнэгтэй ионууд нь одоогийн эх үүсвэрийн эерэг туйл - анод руу шилждэг тул анион гэж нэрлэдэг. .
Тиймээс ионуудын өөр ангилал байдаг - тэдгээрийн цэнэгийн тэмдгийн дагуу.
Катионуудын цэнэгийн нийлбэр (H +, Na +, NH 4 +, Cu 2+) нь анионуудын цэнэгийн нийлбэртэй тэнцүү (Cl -, OH -, SO 4 2-), үүний үр дүнд электролитийн уусмал (HCl, (NH 4) 2 SO 4, NaOH, CuSO 4) нь цахилгаан саармаг хэвээр байна.
4. Электролитийн диссоциаци нь сул электролитийн хувьд урвуу процесс юм.
Диссоциацийн процесс (электролитийг ион болгон задлах) зэрэгцээ урвуу процесс явагдана. холбоо(ионуудын нэгдэл). Тиймээс электролитийн диссоциацийн тэгшитгэлд тэнцүү тэмдгийн оронд урвуу шинж тэмдгийг ашигладаг, жишээлбэл:
5. Бүх электролитууд ижил хэмжээгээр ионуудад задардаггүй.
Электролитийн шинж чанар, түүний концентрацаас хамаарна. Электролитийн уусмалын химийн шинж чанар нь диссоциацийн үед үүсдэг ионуудын шинж чанараар тодорхойлогддог.
Сул электролитийн уусмалын шинж чанарыг бие биентэйгээ динамик тэнцвэрт байдалд байгаа диссоциацийн процессын явцад үүссэн молекулууд ба ионууд тодорхойлдог.
Цууны хүчлийн үнэр нь CH 3 COOH молекулууд, исгэлэн амт, өнгөний өөрчлөлт нь уусмал дахь H + ионуудтай холбоотой байдаг.
Хүчтэй электролитийн уусмалын шинж чанарыг тэдгээрийн диссоциацийн үед үүссэн ионуудын шинж чанараар тодорхойлно.
Жишээлбэл, исгэлэн амт, индикаторын өнгө өөрчлөгдөх гэх мэт хүчлүүдийн ерөнхий шинж чанар нь тэдгээрийн уусмалд устөрөгчийн катионууд (илүү нарийвчлалтай, оксонийн ионууд H 3 O +) байгаатай холбоотой юм. Шүлтүүдийн ерөнхий шинж чанар, тухайлбал хүрэхэд саван, индикаторын өнгө өөрчлөгдөх гэх мэт нь тэдгээрийн уусмал дахь гидроксидын ион OH, давсны шинж чанар нь уусмал дахь задралтай холбоотой байдаг. металл (эсвэл аммонийн) катионууд ба хүчиллэг үлдэгдлийн анионууд.
Электролитийн диссоциацийн онолын дагуу электролитийн усан уусмал дахь бүх урвал нь ионуудын хоорондох урвал юм. Энэ нь электролитийн уусмал дахь олон химийн урвалын өндөр хурдтай холбоотой юм.
Ионуудын хооронд үүсэх урвалыг нэрлэдэг ионы урвалууд, ба эдгээр урвалын тэгшитгэл нь байна ионы тэгшитгэл.
Усан уусмал дахь ион солилцооны урвал дараах байдлаар тохиолдож болно.
1. Эргэж буцахгүй, эцсээ хүртэл.
2. Буцах боломжтой, өөрөөр хэлбэл, хоёр эсрэг чиглэлд нэгэн зэрэг урсах. Уусмал дахь хүчтэй электролитуудын хоорондох солилцооны урвалууд нь дуусдаг эсвэл ионууд бие биетэйгээ нийлж бодис үүсгэх үед бараг эргэлт буцалтгүй байдаг.
а) уусдаггүй;
б) бага диссоциаци (сул электролит);
в) хий.
Молекул болон товчилсон ионы тэгшитгэлийн зарим жишээ энд байна.
Урвал нь эргэлт буцалтгүй юм, учир нь түүний бүтээгдэхүүний нэг нь уусдаггүй бодис юм.
Саармагжуулах урвал нь эргэлт буцалтгүй юм, учир нь бага диссоциацтай бодис үүсдэг - ус.
Урвал нь эргэлт буцалтгүй юм, учир нь CO 2 хий болон бага диссоциацтай бодис - ус үүсдэг.
Хэрэв эхлэлийн бодисууд болон урвалын бүтээгдэхүүнүүдийн дунд сул электролит эсвэл муу уусдаг бодис байгаа бол ийм урвалууд буцаах боломжтой, өөрөөр хэлбэл тэд дуусах хүртэл үргэлжлэхгүй.
Урвуу урвалын үед тэнцвэр нь хамгийн бага уусдаг эсвэл хамгийн бага диссоциацтай бодис үүсэх тал руу шилждэг.
Жишээ нь:
Тэнцвэр нь сул электролит үүсэх рүү шилждэг - H 2 O. Гэсэн хэдий ч ийм урвал дуусахгүй: цууны хүчил ба гидроксидын ионуудын салаагүй молекулууд уусмалд үлддэг.
Хэрэв эхлэлийн бодисууд нь харилцан үйлчлэлцэх үед уусдаггүй эсвэл бага зэрэг ялгардаг бодис, хий үүсгэдэггүй хүчтэй электролит юм бол ийм урвал явагдахгүй: уусмалыг холих үед ионуудын холимог үүсдэг.
Шалгалт өгөх лавлах материал:
Үелэх хүснэгт
Уусах чадварын хүснэгт
