Электролит ба электролит бус

Физикийн хичээлээс бид зарим бодисын уусмалыг дамжуулах чадвартай гэдгийг мэддэг цахилгаан гүйдэл, гэхдээ бусад нь тэгдэггүй.

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?

Цахилгаан дамжуулах чанарыг судалж буй Шведийн эрдэмтэн С.Аррениус янз бүрийн бодисууд, 1877 онд цахилгаан дамжуулалтын шалтгаан нь уусмалд байгаатай холбоотой гэсэн дүгнэлтэд хүрсэн. 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 электролитийн диссоциаци химийн онолД.И.Менделеев ба электролит уусах үед химийн урвалустай ууссан бодис, энэ нь гидрат үүсэхэд хүргэдэг бөгөөд дараа нь тэдгээр нь ион болгон задалдаг. Тэд уусмал нь чөлөөт, "нүцгэн" ион биш, харин усжуулсан, өөрөөр хэлбэл усны молекулуудын "хувцасласан" ион агуулдаг гэж үздэг.

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 хүч үүсдэг харилцан татах . 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 гидрат ионууд хоорондоо мөргөлдөж, дахин нэгдэх боломжтой гэдгийг анхаарах хэрэгтэй. Энэ урвуу үйл явцыг холбоо гэж нэрлэдэг. Уусмал дахь холбоо 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 усжуулах үед хөх өнгөтэй, өөрөөр хэлбэл Cu 2+ nH 2 O усны молекулуудтай холбоотой байдаг. 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 зэрэггэж тэмдэглэгдсэн байна Грек үсэг a ("альфа").

Энэ нь ион болон хуваагдсан бөөмсийн тоог (N g) ууссан бөөмсийн нийт тоонд (N p) харьцуулсан харьцаа юм.

Электролитийн диссоциацийн зэрэг нь туршилтаар тодорхойлогддог ба бутархай эсвэл хувиар илэрхийлэгдэнэ. 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, жишээ нь: 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:

Энэ тэнцвэрт байдалд бид хуулийг хэрэглэж болно идэвхтэй масстэнцвэрийн тогтмолын илэрхийлэлийг бичнэ үү.

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 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 атом эсвэл атомын бүлгүүд болж хувирдаг эерэг эсвэл сөрөг цэнэгтэй бөөмс юм. химийн элементүүдэлектрон хандивлах эсвэл олсны үр дүнд.

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 диссоциацийн шалтгаан нь түүний усжилт, өөрөөр хэлбэл электролитийн усны молекулуудтай харилцан үйлчлэлцэх, хагарах явдал юм. химийн холбоодотор нь.

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.

Энэ нь 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. Ерөнхий шинж чанаруудшүлтүүд, тухайлбал, хүрэхэд саван, индикаторын өнгө өөрчлөгдөх гэх мэт нь тэдгээрийн уусмалд гидроксидын ион OH байгаатай холбоотой бөгөөд давсны шинж чанар нь уусмал дахь метал (эсвэл аммонийн) болж задрахтай холбоотой байдаг. ) хүчлийн үлдэгдлийн катион ба анионууд.

Электролитийн диссоциацийн онолын дагуу электролитийн усан уусмал дахь бүх урвал нь ионуудын хоорондох урвал юм. Үүнээс үүдэлтэй өндөр хурдэлектролитийн уусмал дахь олон химийн урвал.

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 хоёрт зэрэг тохиолдох эсрэг чиглэлүүд. 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.

IN урвуу урвалуудтэнцвэрт байдал 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 эхлэх материал- харилцан үйлчлэлийн үед уусдаггүй эсвэл бага зэрэг задрах бодис, хий үүсгэдэггүй хүчтэй электролитүүд, дараа нь ийм урвал явагдахгүй: уусмалыг холих үед ионуудын холимог үүсдэг.

Шалгалт өгөх лавлах материал:

Үелэх хүснэгт

Уусах чадварын хүснэгт

Цахилгаан гүйдэл бүхий бодисын дамжуулалтыг энгийн төхөөрөмж ашиглан ажиглаж болно.

Энэ нь утсаар холбогдсон нүүрстөрөгчийн саваа (электрод) -аас бүрдэнэ цахилгаан сүлжээ. 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 ихэнхийг агуулдаг органик нэгдлүүд, түүнчлэн молекулууд нь зөвхөн ковалент туйлтгүй эсвэл бага туйлттай холбоог агуулсан бодисууд.

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 усцахилгааныг 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, жишээ нь H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI, HMnO 4, HClO 3, HClO 4;

3) шүлтлэг суурь ба шүлтлэг шороон металлууд.

Сул электролитУсанд ууссан үед тэдгээр нь 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 ионыг 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 олон эрдэмтэд атомын бүтэц, химийн бондын тухай сургаал дээр үндэслэн 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 нөлөөн дор ионууд чиглэлтэй хөдөлгөөнийг олж авдаг: эерэг цэнэгтэй ионууд катод руу, сөрөг цэнэгтэй нь анод руу шилждэг. Тиймээс эхнийх нь катионууд, сүүлийнх нь анионууд гэж нэрлэгддэг.

Ионуудын чиглэлтэй хөдөлгөөн нь эсрэг цэнэгтэй электродуудаар татагдсаны үр дүнд үүсдэг.

3. Диссоциаци - буцах үйл явц: молекулуудыг ион болгон задлахтай зэрэгцэн (диссоциаци) ионуудыг нэгтгэх (холбоо) үйл явц явагдана.

Тиймээс электролитийн диссоциацийн тэгшитгэлд тэнцүү тэмдгийн оронд урвуу шинж тэмдгийг ашигладаг. Жишээлбэл, электролитийн молекул KA-ийн катион К + ба анион А - дахь диссоциацийн тэгшитгэл. ерөнхий үзэлингэж бичсэн байна:

KA ↔ K + + A -

Электролитийн диссоциацийн онол нь гол онолуудын нэг юм органик бус химиба бүрэн нийцэж байна атом-молекулын шинжлэх ухаанмөн атомын бүтцийн онол.

Диссоциацийн зэрэг.

Нэг хамгийн чухал ойлголтуудАррениусын электролитийн диссоциацийн онол нь диссоциацийн зэрэглэлийн тухай ойлголт 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 зэрэг нь 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 тодорхойлж болно туршилтааржишээлбэл, уусмалын хөлдөх температурыг хэмжих, уусмалын цахилгаан дамжуулах чадварыг хэмжих гэх мэт.

Диссоциацийн механизм

Ионы холбоо бүхий бодисууд хамгийн амархан задардаг. Таны мэдэж байгаагаар эдгээр бодисууд нь ионуудаас бүрддэг. Уусах үед усны диполууд 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 хамааран 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) нь илүү өндөр цахилгаан сөрөг нөлөөтэй 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 буцаах тэнцвэрт процесс 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. Жишээ нь, 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. Эсрэгээрээ бага үнэ цэнэ TOурвалд

Энэ нь тэнцвэрт байдалд хүрэх үед бага хэмжээний мөнгөний иодид AgI ууссан болохыг харуулж байна.

Та төлнө үү онцгой анхааралтэнцвэрийн тогтмолыг илэрхийлэх илэрхийлэл бичих хэлбэр дээр.Хэрэв урвалын явцад зарим урвалжуудын концентраци мэдэгдэхүйц өөрчлөгддөггүй бол тэдгээрийг тэнцвэрийн тогтмол байдлын илэрхийлэлд бичихгүй. (ийм тогтмолуудыг K 1 гэж тэмдэглэнэ).

Тиймээс зэсийг мөнгөтэй харьцах урвалын хувьд илэрхийлэл буруу байх болно.

Энэ нь зөв байх болно дараагийн хэлбэроруулгууд:

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 суурь 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 бүлэгт багтдаг COOH нь H + , - катион хэлбэрээр хуваагдах чадвартай. цууны хүчилнэг суурь.

Хоёр болон олон суурьт хүчлүүд нь алхам алхмаар (аажмаар) хуваагддаг.

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 тоогоор тодорхойлно гидроксил бүлгүүд(гидрокси бүлгүүд). 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 түүнд байна тэнцүүилэрхийлсэн ба хүчиллэг шинж чанар, устөрөгчийн катион H + байдгаас үүссэн ба шүлтлэг шинж чанар, OH - ионууд байгаатай холбоотой.

Диссоциаци амфотерийн гидроксидцайрын Zn(OH) 2-ийг 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 эхлээд хүчиллэг үлдэгдэл, 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. Тиймээс, хэрэв та уусмалыг хагас нэвчилттэй мембранаар хийсэн саванд хийж, түүнд хавсаргана босоо хоолой, 15-р зурагт үзүүлсэн шиг, дараа нь энэ савыг уусгагч руу буулгаж, хэмжээ ихсэх үед уусмал нь хоолойгоор дээш өргөгдөнө. 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) гэж нэрлэдэг. органик бодис).
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 молекул нь ионы төрлийн холбоо бүхий бодисыг усанд уусгавал түүний болор тор нь мөн ионы шинж чанартай бол усны диполууд нь сөрөг туйлтай эерэг ионууд руу чиглэнэ. сөрөг ионууд- эерэг туйл (Зураг 16.а). Усны ион ба дипольуудын хооронд электростатик таталцлын хүч нэмэгдэж, өвөрмөц холбоо үүсдэг бөгөөд энэ нь эцэстээ ионыг тусгаарладаг. болор торусны диполоор хүрээлэгдсэн бие даасан ионуудад,

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, ууссан бодисын молекулууд нь ковалент туйлт бус төрлийн бондын дагуу баригдсан бол уусмалд ион үүсэхгүй, учир нь туйлтгүй молекулууд усны молекулуудаас ионы болон туйлт молекулуудын адил нөлөөллийг мэдэрдэггүй. 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)

Тиймээс зөвхөн молекулууд нь молекул дахь атомуудын хоорондох ионы буюу туйлшралын төрлийн холбоогоор бүтээгдсэн бодисууд л электролит байж болно. Нэмж дурдахад уусгагч молекулууд нь туйлын бүтэцтэй байх ёстой бөгөөд зөвхөн ийм нөхцөлд молекулууд ион болгон 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. Яагаад электролитийн диссоциацийн процесст уусгагч байх шаардлагатай вэ? диполь молекулууд, мөн химийн бондын электролит-ионы эсвэл туйлшралын шинж чанар?
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 бөгөөд энэ нь тэдэнд өнгө өгдөг. зэсийн сульфат, чөлөөт нь улаан металл юм. 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 ижил натрийн хлоридын уусмалыг судлахад харагддаг бөгөөд энэ нь ногоон шаргал өнгөтэй байдаг.
хортой хийөвөрмөц хурц үнэртэй.
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. Поляр бус 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 холбоосалаагүй хэвээр байна.
Дээрхээс харахад ионууд зөвхөн байж болохгүй бие даасан атомууд, гэхдээ бас атомын бүлгүүд. 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 аль ионууд хуваагддагийг авч үзэж болно өөр өөр ангиуд органик бус бодисууд. 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 та нийт дүнг тооцоолох хэрэгтэй эерэг цэнэгкатионууд ба анионуудын нийт сөрөг цэнэг. Тэд тэнцүү байх ёстой үнэмлэхүй үнэ цэнэ. IN энэ тохиолдолдэерэг 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 ионууд байгаа газарт задралд ордог туйлын холболт, өөрөөр хэлбэл устөрөгчийн атом ба хүчлийн үлдэгдэл хооронд.

Жишээ нь, азотын хүчилтэгшитгэлээр илэрхийлсэн:
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 илүү том радиусба H + ион, тиймээс электрон бүрхүүлүүдХүчилтөрөгч нь натрийн цөмөөс илүү устөрөгчийн цөмд илүү хүчтэй татагддаг. Тиймээс диссоциацийн үед Na-OH холбоо илүү хурдан тасрах ёстой. Ижил цэнэгтэй гидроксид үүсгэгч ионы радиус том байх тусам диссоциаци амархан явагдана.
Ижил дэд бүлэгт металлын гидроксид их хэмжээний төлбөр атомын цөмтиймээс маш сайн ионы радиусилүү их сална.

■ 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

доторх хлор перхлорын хүчил HClO 4 - Cl (+7), дараа нь сүүлийнх нь илүү хүчтэй байдаг. Ион эерэг байх тусмаа илүү хүчтэй түлхэнэ эерэг ионустөрөгч. 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 in III үе үечилсэн хүснэгтД.И.Менделеев, магнийн гидроксид нь үндсэн шинж чанарыг харуулдаг, хөнгөн цагааны гидроксид - амфотер, харин хүчил үүсгэдэг үү? Үүнийг магни, хөнгөн цагаан, хүхрийн ионуудын цэнэг, радиусыг харьцуулж тайлбарла.

Учир нь давсны молекулуудад металлын атом ба хүчиллэг үлдэгдэл байдаг ионы холбоо, давс нь металлын катион болон хүчил үлдэгдлийн анионыг үүсгэхийн тулд 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 хүчин зүйлээс хамаардаг. гадны нөлөө. Тиймээс, "хүчтэй хүчил" эсвэл " бат бөх суурь", уусмал дахь бодисын диссоциацийн зэргийг хэлнэ. Энэ тохиолдолд бид ярьж байнаэлектролитийн хувьд эдгээр бодисуудын тухай. Бодисын задралын зэрэг нь түүний зан төлөвийг тодорхойлдог химийн урвалмөн урвалын явц өөрөө.

■ 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 —
Тийм ч учраас зүүн талтэгшитгэлийг дараах хэлбэрээр 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 —

NaNO3- хүчтэй электролит, тэгэхээр тэгш байдлын 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 тэгшитгэлд хүчингүй болгосноор ижил төстэй гишүүд, бид товчилсон үгийг авдаг ионы тэгшитгэл
Ag + + Cl - = AgCl
Тиймээс ионы тэгшитгэлийг бүрдүүлэх дараалал.
1. Томьёог ион хэлбэрээр бич эхлэлийн бүтээгдэхүүн(салж байгаа хүмүүс).
2. Үүссэн бүтээгдэхүүнүүдийн (диссоциацийн) томъёог ион хэлбэрээр бич.
3. Үнэмлэхүй утга таарч байгаа эсэхийг шалгана уу нийт тооэерэг ба сөрөг цэнэгүүдтэгшитгэлийн зүүн талд ионууд, дараа нь баруун талд.
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 зохиохдоо зүүн талд байгаа ба зөв хэсгүүд-тэй төстэй нэр томьёо ижил шинж тэмдэгтэдгээрийг 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 маш их тоглодог чухал үүрэгВ аналитик химичанарын шинжилгээнд зориулагдсан.
Урвалын үр дүнд (бага диссоциацтай бодис) үүсэх тохиолдол бий.
Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O
Ca 2+ + 2OH - + 2H + + 2Cl - = Ca 2+ + 2Cl - + 2H 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 OGE-ийн 7-р даалгаврыг 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 давсдиссоциацийн үед тэдгээр нь устөрөгчийн катионуудыг үүсгэдэг тул А нь буруу, харин В нь зөв юм. Энд нэг жишээ байна:

NaCl → Na+ + Cl‾

Зөв хариулт нь 2.

Даалгавар №6.

Ижил тоо 1 моль усан уусмалд бүрэн задрахад катион ба анионуудын моль 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

электролитүүд 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 явцад фосфатын ионууд бодис бүрийг үүсгэдэг бөгөөд тэдгээрийн томъёо нь дараах байдалтай байна.

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 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 хүчилхүчтэй электролитууд 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 хүчилба 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. Ерөнхий химийн шинж чанарнатрийн гидроксид, барийн гидроксид нь холбоотой

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: А.С. болон Купцова А.А.