Сул электролит нь hno3 h2s h2so4 юм. Хүчтэй ба сул электролитууд. Хүчтэй электролитийн онол

Цахилгаан гүйдэл нь цэнэгтэй бөөмс - электрон эсвэл ионуудын чиглэсэн хөдөлгөөн юм.
Электролит нь бодис, уусмал эсвэл хайлмал (Улсын нэгдсэн шалгалтанд бид ихэвчлэн уусмалын талаар ярьдаг) юм. цахилгаан гүйдэл, өөрөөр хэлбэл тэдгээр нь цэнэгтэй хэсгүүдийг агуулдаг. Уусмал дахь чөлөөт электронууд байхгүй бөгөөд цэнэгийн тээвэрлэгчид нь ионууд юм. Цахилгаан гүйдэл нь ионы болор тор бүхий бодисын хайлмалаар явагддаг.

Электролит нь дараахь зүйлийг агуулдаг.

• Хүчил
• Шалтгаан

Уусмал дахь цэнэглэгдсэн тоосонцор их байх тусам цахилгаан гүйдлийг илүү сайн дамжуулдаг, өөрөөр хэлбэл. Бодисын молекулууд их байх тусам электролит нь илүү хүчтэй болно.

Хүчтэй ба сул электролитийн жагсаалтыг цээжээр мэдэж байх хэрэгтэй!

Хүчтэй электролитууд(шийдэлд):11

• Уусдаг давс

FeCl 3, CuSO 4, K 2 CO 3 гэх мэт.

• шүлт

8 уусдаг гидроксид: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2.

• Хүчтэй хүчил

HI, HBr, HCl, H2SO4(шингэрүүлсэн), HNO3, HClO4, HClO3, HMnO4, H2CrO4

Сул электролитууд:

• Сул суурь

уусдаггүй гидроксид, NH 3 ∙H 2 O, амины уусмал

• Сул ба дунд хүчил

H 3 PO 4, HF, H 2 SO 3, H 2 CO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, органик хүчил.

• Ус

H 2 O нь маш сул электролит юм; Цэвэр нэрмэл ус нь гүйдэл дамжуулахгүй.

Электролит бус бодисууд:ихэнх органик нэгдлүүд, исэлүүд, молекулууд нь зөвхөн ковалент туйлтгүй эсвэл бага туйлттай холбоог агуулсан бодисууд гэх мэт.

Электролитийн хүчийг диссоциацийн зэргээр тодорхойлно. A 2 B давс ба H 3 X хүчилийг авч үзье.

Диссоциаци нь үргэлж урвуу үйл явц юм.

Давс нь бараг 100% задардаг (ион болон хувирдаг):

A 2 B ⇄ 2A + + B 2- . Бүх молекулууд ион болон хуваагдсан тул 1 моль AB-аас бид 1 моль B 2- ба 2 моль A +, өөрөөр хэлбэл гурван моль ионыг авсан.

Олон суурьт хүчил ба суурь нь үе шаттайгаар хуваагддаг.

H 3 X ⇄ H + + H 2 X -

H 2 X - ⇄ HX 2- + H +

HX 2- ⇄X 3- + H +

Түүнээс гадна диссоциацийн дараагийн үе шат бүр өмнөхөөсөө муу явагддаг, учир нь өрсөлдөх үйл явц байдаг - урвуу урвал. Дараалал нь ойролцоогоор дараах байдалтай байна: 1 моль сул хүчлийн молекулаас эхний алхамд 0.05 моль, хоёр дахь шатанд 0.0002 моль, гурав дахь моль 0.00000001 моль задарсан байна. Нийтдээ 0.1 моль гаруй ион үүссэн.

Мэдээжийн хэрэг, энэ хүчлийн уусмал нь давсны уусмалаас муу гүйдэл дамжуулдаг.

Дадлага хийх хэдэн асуулт:

1) Натрийн нитратын задралын явцад ямар хэсгүүд үүсдэг

a) Na +, N +5, O -2; b) Na +, NO 3 - c) Na, NO 2, O 2 d) NaNO 2, O 2

Шийдэл: Үлдэгдэл нь натрийн нитрат үүсгэдэг азотын хүчилба натрийн катион. Түүний диссоциацийн тэгшитгэл нь: NaNO3 ⇄ Na + + NO 3 - . Хариулт b).

2) Дөрвөн туршилтын хоолойд дараахь бодисын нэг молийн уусмал агуулагдана.

a) H 3 PO 4 b) Na 2 SO 4 c) NaCl d) HBr

Аль туршилтын хоолойд хамгийн их ион байдаг вэ?

Шийдэл: а) ортофосфорын хүчил - дунд зэргийн хүч чадалтай, сул задардаг, ихэнх молекулууд нь уусмал дахь молекулууд хэвээр үлдэнэ.

б) натрийн сульфат - давс, бүрэн задарч, нэг моль давснаас гурван моль ион гаргаж авдаг: Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + + SO 4 2- .

в) натрийн хлорид - давс, бүрэн задарч, нэг моль давснаас хоёр моль ион үүсдэг: NaCl ⇄ Na + + Cl - .

г) гидробромик хүчил хүчтэй боловч бүрэн задрахгүй (давсаас ялгаатай). HBr ⇄ H+ + Br- урвалд нэг моль HBr-аас хоёр моль хүрэхгүй ион үүсдэг.

Давс, тэдгээрийн шинж чанар, гидролиз

182-р сургуулийн 8а ангийн сурагч Б

Петрова Полина

Химийн багш:

Харина Екатерина Алексеевна

МОСКВА 2009 он

Өдөр тутмын амьдралдаа бид зөвхөн нэг давстай харьцаж дассан байдаг - хоолны давс, өөрөөр хэлбэл. натрийн хлорид NaCl. Гэсэн хэдий ч химийн шинжлэх ухаанд нэгдлүүдийн бүхэл бүтэн ангиллыг давс гэж нэрлэдэг. Давсыг хүчил дэх устөрөгчийг металлаар солих бүтээгдэхүүн гэж үзэж болно. Жишээлбэл, давсны хүчлээс ширээний давсыг орлуулах урвалаар авч болно.

2Na + 2HCl = 2NaCl + H2.

хүчиллэг давс

Хэрэв та натрийн оронд хөнгөн цагаан авбал өөр нэг давс үүсдэг - хөнгөн цагаан хлорид:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

Давс- Эдгээр нь металлын атом ба хүчиллэг үлдэгдэлээс бүрдэх цогц бодис юм. Эдгээр нь хүчил дэх устөрөгчийг металл эсвэл хүчиллэг үлдэгдэл бүхий суурийн гидроксил бүлэгт бүрэн буюу хэсэгчлэн солих бүтээгдэхүүн юм. Жишээлбэл, хүхрийн хүчил H 2 SO 4-д бид нэг устөрөгчийн атомыг калигаар сольсон бол KHSO 4 давс, хоёр бол K 2 SO 4 давс авна.

Хэд хэдэн төрлийн давс байдаг.

Давсны төрөл	Тодорхойлолт	Давсны жишээ
Дундаж	Хүчиллэг устөрөгчийг металлаар бүрэн орлуулах бүтээгдэхүүн. Тэд H атом ба OH бүлгүүдийн аль алиныг нь агуулдаггүй.	Na 2 SO 4 натрийн сульфат CuCl 2 зэс (II) хлорид Ca 3 (PO 4) 2 кальцийн фосфат Na 2 CO 3 натрийн карбонат (содын үнс)
Исгэлэн	Хүчиллэг устөрөгчийг металлаар бүрэн бус орлуулах бүтээгдэхүүн. Устөрөгчийн атом агуулсан. (Тэдгээр нь зөвхөн олон суурьт хүчлээр үүсдэг)	CaHPO 4 кальцийн устөрөгчийн фосфат Ca(H 2 PO 4) 2 кальцийн дигидроген фосфат NaHCO 3 натрийн бикарбонат (хоолны натри)
Үндсэн	Суурийн гидроксил бүлгүүдийг хүчиллэг үлдэгдэлтэй бүрэн бус орлуулах бүтээгдэхүүн. OH бүлгүүд орно. (Зөвхөн поли хүчлийн сууриудаас үүсдэг)	Cu(OH)Cl зэс (II) гидроксихлорид Ca 5 (PO 4) 3 (OH) кальцийн гидроксифосфат (CuOH) 2 CO 3 зэс (II) гидроксикарбонат (малахит)
Холимог	Хоёр хүчлийн давс	Ca(OCl)Cl - цайруулагч
Давхар	Хоёр металлын давс	K 2 NaPO 4 - дикалийн натрийн ортофосфат
Кристал гидратууд	Талсжих ус агуулсан. Халах үед тэд шингэн алддаг - ус алдаж, усгүй давс болж хувирдаг.	CuSO4. 5H 2 O – пентагидрат зэс (II) сульфат (зэсийн сульфат) Na 2 CO 3. 10H 2 O - натрийн карбонат декахидрат (сод)

Давс авах арга.

1. Металл, үндсэн исэл, суурь дээр хүчилтэй үйлчилж давс гаргаж авч болно.

Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2

цайрын хлорид

3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

төмрийн (III) сульфат

3HNO 3 + Cr(OH) 3 Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O

хром (III) нитрат

2. Давс нь хүчиллэг исэл шүлттэй, түүнчлэн хүчиллэг исэл нь үндсэн ислүүдтэй урвалд орсноор давс үүсдэг.

N 2 O 5 + Ca(OH) 2 Ca(NO 3) 2 + H 2 O

кальцийн нитрат

SiO 2 + CaO CaSiO 3

кальцийн силикат

3. Давсыг хүчил, шүлт, металл, дэгдэмхий бодисуудтай урвалд оруулснаар давс гаргаж авч болно. хүчиллэг исэлболон бусад давс. Ийм урвал нь хий үүсэх, тунадас үүсэх, сул хүчлийн исэл, дэгдэмхий исэл ялгарах нөхцөлд явагддаг.

Ca 3 (PO4) 2 + 3H 2 SO 4 3CaSO 4 + 2H 3 PO 4

кальцийн ортофосфат кальцийн сульфат

Fe 2 (SO 4) 3 + 6NaOH 2Fe(OH) 3 + 3Na 2 SO 4

төмрийн (III) сульфат натрийн сульфат

CuSO 4 + Fe FeSO 4 + Cu

зэс (II) сульфат төмрийн (II) сульфат

CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2

кальцийн карбонат кальцийн силикат

Al 2 (SO 4) 3 + 3BaCl 2 3BaSO 4 + 2AlCl 3

сульфат хлорид сульфат хлорид

хөнгөн цагаан барийн барийн хөнгөн цагаан

4. Хүчилтөрөгчгүй хүчлүүдийн давс нь металлын бус металлуудтай харилцан үйлчлэлцэх замаар үүсдэг.

2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3

төмрийн (III) хлорид

Физик шинж чанар.

Давс нь янз бүрийн өнгөтэй хатуу бодис юм. Тэдний усанд уусах чадвар нь өөр өөр байдаг. Бүх азот ба давсны давс нь уусдаг цууны хүчил, түүнчлэн натри, калийн давс. Бусад давсны усанд уусах чадварыг уусах чадварын хүснэгтээс харж болно.

Химийн шинж чанар.

1) Давс нь металлтай урвалд ордог.

Эдгээр урвалууд нь усан уусмалд явагддаг тул ердийн нөхцөлд устай урвалд ордог Li, Na, K, Ca, Ba болон бусад идэвхтэй металлуудыг туршилтанд ашиглах, эсвэл хайлмал хэлбэрээр урвал явуулах боломжгүй юм.

CuSO 4 + Zn ZnSO 4 + Cu

Pb(NO 3) 2 + Zn Zn(NO 3) 2 + Pb

2) Давс нь хүчилтэй урвалд ордог. Эдгээр урвалууд нь хүчтэй хүчил нь сул хүчлийг нүүлгэж, хий ялгаруулах эсвэл тунадас үүсгэх үед үүсдэг.

Эдгээр урвалыг явуулахдаа ихэвчлэн хуурай давс авч, төвлөрсөн хүчилээр үйлчилдэг.

BaCl 2 + H 2 SO 4 BaSO 4 + 2HCl

Na 2 SiO 3 + 2HCl 2NaCl + H 2 SiO 3

3) Давс нь усан уусмал дахь шүлттэй урвалд ордог.

Энэ нь уусдаггүй суурь ба шүлтийг олж авах арга юм.

FeCl 3 (p-p) + 3NaOH(p-p) Fe(OH) 3 + 3NaCl

CuSO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2

Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 BaSO 4 + 2NaOH

4) Давс нь давстай урвалд ордог.

Урвалууд нь уусмалд явагддаг бөгөөд бараг уусдаггүй давс авахад ашиглагддаг.

AgNO 3 + KBr AgBr + KNO 3

CaCl 2 + Na 2 CO 3 CaCO 3 + 2NaCl

5) Зарим давс халах үед задардаг.

Ийм урвалын ердийн жишээ бол шохойн чулууг галлах явдал юм салшгүй хэсэгЭнэ нь кальцийн карбонат юм:

CaCO 3 CaO + CO2 кальцийн карбонат

1. Зарим давс нь талстжиж талст гидрат үүсгэх чадвартай.

Зэс (II) сульфат CuSO 4 - талст бодис цагаан. Усанд уусвал халж, цэнхэр уусмал үүснэ. Дулаан ялгарах, өнгө өөрчлөгдөх нь химийн урвалын шинж тэмдэг юм. Уусмалыг ууршуулах үед талст гидрат CuSO 4 ялгардаг. 5H 2 O (зэсийн сульфат). Энэ бодис үүсэх нь зэс (II) сульфат нь устай урвалд ордог болохыг харуулж байна.

CuSO 4 + 5H 2 O CuSO 4 . 5H 2 O + Q

цагаан хөх-цэнхэр

Давс хэрэглэх.

Ихэнх давсыг үйлдвэрлэл, өдөр тутмын амьдралд өргөнөөр ашигладаг. Жишээлбэл, натрийн хлорид NaCl буюу хоолны давс нь хоол хийхэд зайлшгүй шаардлагатай байдаг. Аж үйлдвэрт натрийн хлоридыг натрийн гидроксид, сод NaHCO 3, хлор, натри үйлдвэрлэхэд ашигладаг. Азотын болон ортофосфорын хүчлийн давс нь голчлон эрдэс бордоо юм. Жишээлбэл, калийн нитрат KNO 3 нь калийн нитрат юм. Энэ нь мөн дарь болон бусад пиротехникийн хольцын нэг хэсэг юм. Давсыг металл, хүчил олж авах, шил үйлдвэрлэхэд ашигладаг. Өвчин, хортон шавьж, зарим эмийн бодисоос ургамлыг хамгаалах олон бүтээгдэхүүн нь давсны ангилалд багтдаг. Калийн перманганат KMnO 4-ийг ихэвчлэн калийн перманганат гэж нэрлэдэг. гэх мэт барилгын материалшохойн чулуу, гипс ашигладаг - CaSO 4. Анагаах ухаанд бас хэрэглэдэг 2H 2 O.

Шийдэл ба уусах чадвар.

Өмнө дурьдсанчлан уусах чадвар нь давсны чухал шинж чанар юм. Уусах чадвар гэдэг нь тухайн бодисыг өөр бодистой хослуулан хоёр ба түүнээс дээш бүрэлдэхүүн хэсгээс бүрдэх хувьсах найрлагатай нэгэн төрлийн тогтвортой тогтолцоог бий болгох чадварыг хэлнэ.

Шийдэл- Эдгээр нь уусгагчийн молекул ба ууссан бодисын тоосонцороос бүрдэх нэгэн төрлийн систем юм.

Жишээлбэл, ширээний давсны уусмал нь уусгагч - ус, ууссан бодис - Na +, Cl - ионуудаас бүрдэнэ.

Ионууд(Грек хэлнээс ión - явах), атомууд эсвэл атомын бүлгүүдийн электрон (эсвэл бусад цэнэглэгдсэн хэсгүүд) алдагдах, олзлогдсноор үүссэн цахилгаан цэнэгтэй бөөмс. "Ион" гэсэн ойлголт, нэр томьёог 1834 онд М.Фарадей нэвтрүүлсэн бөгөөд тэрээр хүчил, шүлт, давсны усан уусмалд цахилгаан гүйдлийн нөлөөг судлахдаа ийм уусмалын цахилгаан дамжуулах чанар нь ионуудын хөдөлгөөнөөс шалтгаална гэж үзжээ. . Фарадей уусмал дахь сөрөг туйл (катод) руу шилжиж буй эерэг цэнэгтэй ионуудыг катионууд, эерэг туйл (анод) руу хөдөлж буй сөрөг цэнэгтэй ионуудыг анион гэж нэрлэжээ.

Усанд уусах чадвараас хамааран бодисыг гурван бүлэгт хуваадаг.

1) Өндөр уусдаг;

2) Бага зэрэг уусдаг;

3) Практикт уусдаггүй.

Олон тооны давс нь усанд уусдаг. Бусад давсны усанд уусах чадварыг тодорхойлохдоо уусах чадварын хүснэгтийг ашиглах шаардлагатай болно.

Зарим бодисууд ууссан эсвэл хайлсан үед цахилгаан гүйдэл дамжуулдаг бол зарим нь ижил нөхцөлд гүйдэл дамжуулдаггүй гэдгийг сайн мэддэг.

Уусмал эсвэл хайлмал дахь ион болон задарч, улмаар цахилгаан гүйдэл дамжуулдаг бодисыг нэрлэдэг электролитууд.

Ижил нөхцөлд ионуудад задардаггүй, цахилгаан гүйдэл дамжуулдаггүй бодисыг гэнэ. электролит бус.

Электролит нь хүчил, суурь, бараг бүх давсыг агуулдаг. Электролит нь өөрөө цахилгаан гүйдэл дамжуулдаггүй. Уусмал болон хайлмагт тэдгээр нь ион болж задардаг тул гүйдэл урсдаг.

Усанд ууссан электролитийг ион болгон задлахыг нэрлэдэг электролитийн диссоциаци. Түүний агуулга нь дараах гурван заалтад тулгуурладаг.

1) Усанд ууссан электролитууд нь эерэг ба сөрөг ионуудад хуваагддаг.

2) Цахилгаан гүйдлийн нөлөөн дор ионууд чиглэлтэй хөдөлгөөнийг олж авдаг: эерэг цэнэгтэй ионууд катод руу шилжиж, катион гэж нэрлэгддэг, сөрөг цэнэгтэй ионууд нь анод руу шилжиж, анионууд гэж нэрлэгддэг.

3) Диссоциаци нь урвуу процесс юм: молекулуудыг ион болгон задлах (диссоциаци) зэрэгтэй зэрэгцэн ионуудыг нэгтгэх (холбоо) үйл явц явагддаг.

урвуу байдал

Хүчтэй ба сул электролитууд.

Электролитийг ион болгон задлах чадварыг тоон байдлаар тодорхойлохын тулд диссоциацийн зэрэг (α), т. . Э.Ионуудад задарсан молекулуудын тоог нийт молекулуудын тоонд харьцуулсан харьцаа. Жишээлбэл, α = 1 нь электролит нь ион болон бүрэн задарсныг, α = 0.2 нь зөвхөн молекулын тавны нэг бүр нь задарсан гэсэн үг юм. Төвлөрсөн уусмалыг шингэлэх, түүнчлэн халаах үед диссоциацийн зэрэг нэмэгдэхийн хэрээр түүний цахилгаан дамжуулах чанар нэмэгддэг.

α-ийн утгаас хамааран электролитийг хүчтэй (бараг бүрэн салдаг, (α 0.95)) дунд хүч (0.95) гэж хуваадаг.

Хүчтэй электролит нь олон төрлийн эрдэс хүчил (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3 гэх мэт), шүлтүүд (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 гэх мэт), бараг бүх давс юм. Сул талуудад зарим эрдэс хүчлийн уусмал (H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, HCN, HClO), олон органик хүчил (жишээлбэл, цууны хүчил CH 3 COOH), аммиакийн усан уусмал (NH 3) орно. 2 O), ус, зарим мөнгөн усны давс (HgCl 2). Дунд зэргийн хүч чадлын электролитууд нь ихэвчлэн гидрофторын HF, ортофосфорын H 3 PO 4, азотын HNO 2 хүчил агуулдаг.

Давсны гидролиз.

"Гидролиз" гэсэн нэр томъёо нь грек хэлний hidor (ус) ба лизис (задрал) гэсэн үгнээс гаралтай. Гидролизийг ихэвчлэн бодис ба усны солилцооны урвал гэж ойлгодог. Гидролизийн процесс нь бидний эргэн тойрон дахь байгальд (амьд ба амьгүй) маш түгээмэл тохиолддог бөгөөд орчин үеийн үйлдвэрлэл, ахуйн технологид хүн төрөлхтөн өргөн хэрэглэгддэг.

Давсны гидролиз нь давс ба усыг бүрдүүлдэг ионуудын харилцан үйлчлэлийн урвал бөгөөд энэ нь сул электролит үүсэхэд хүргэдэг бөгөөд уусмалын орчны өөрчлөлт дагалддаг.

Гурван төрлийн давс нь гидролизд ордог.

a) сул суурь ба хүчтэй хүчлээс үүссэн давс (CuCl 2, NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - катионы гидролиз үүсдэг)

NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +

NH 4 Cl + H 2 O NH 3 . H2O + HCl

Орчуулагчийн урвал нь хүчиллэг юм.

б) хүчтэй суурь ба сул хүчлээс үүссэн давс (K 2 CO 3, Na 2 S - анион дээр гидролиз үүсдэг)

SiO 3 2- + 2H 2 O H 2 SiO 3 + 2OH -

K 2 SiO 3 +2H 2 O H 2 SiO 3 +2KOH

Орчны урвал нь шүлтлэг юм.

в) сул суурь ба сул хүчлээр үүссэн давс (NH 4) 2 CO 3, Fe 2 (CO 3) 3 - гидролиз нь катион ба анион дээр явагддаг.

2NH 4 + + CO 3 2- + 2H 2 O 2NH 3. H2O + H2CO3

(NH 4) 2 CO 3 + H 2 O 2NH 3. H2O + H2CO3

Ихэнхдээ хүрээлэн буй орчны хариу үйлдэл нь төвийг сахисан байдаг.

г) хүчтэй суурь ба хүчтэй хүчил (NaCl, Ba(NO 3) 2) -аас үүссэн давс нь гидролизд ордоггүй.

Зарим тохиолдолд гидролиз нь эргэлт буцалтгүй явагддаг (тэдний хэлснээр энэ нь эцэс хүртэл явагддаг). Тиймээс, натрийн карбонат ба зэсийн сульфатын уусмалыг холих үед усжуулсан үндсэн давсны цэнхэр тунадас үүсдэг бөгөөд энэ нь халах үед талсжих усны нэг хэсгийг алдаж, ногоон өнгөтэй болдог - энэ нь усгүй үндсэн зэсийн карбонат - малахит болж хувирдаг.

2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O (CuOH) 2 CO 3 + 2Na 2 SO 4 + CO 2

Натрийн сульфид ба хөнгөн цагаан хлоридын уусмалыг холих үед гидролиз нь мөн дуусна.

2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl

Тиймээс Al 2 S 3-ийг усан уусмалаас тусгаарлах боломжгүй. Энэ давсыг энгийн бодисоос гаргаж авдаг.

Гидролизийн тогтмол нь концентрацийн бүтээгдэхүүний харьцаатай тэнцүү байна
гидролизийн бүтээгдэхүүнийг гидролизгүй давсны концентраци хүртэл .

Жишээ 1. NH 4 Cl-ийн гидролизийн зэргийг тооцоол.

Шийдэл:Хүснэгтээс бид Kd(NH 4 OH) = 1.8∙10 -3, эндээс олно.

Kγ=Kv/Kd k = =10 -14 /1.8∙10 -3 = 5.56∙10 -10 .

Жишээ 2. 0.5 М уусмал дахь ZnCl 2-ийн гидролизийн зэргийг нэг алхамаар тооцоол.

Шийдэл: Ионы тэгшитгэл Zn 2 + H 2 O ZnOH + + H + -ийн гидролиз

Kd ZnOH +1=1.5∙10 -9 ; hγ=√(Кв/[Кд суурь ∙См]) = 10 -14 /1.5∙10 -9 ∙0.5=0.36∙10 -2 (0.36%).

Жишээ 3.Давсны гидролизийн ион-молекул ба молекулын тэгшитгэлийг зохио: a) KCN; b) Na 2 CO 3; в) ZnSO 4. Эдгээр давсны уусмалын урвалыг тодорхойлно уу.

Шийдэл: a) Калийн цианид KCN нь сул нэг суурьт хүчлийн давс (Хавсралтын I хүснэгтийг үзнэ үү) HCN ба хүчтэй суурь KOH. Усанд ууссан үед KCN молекулууд нь K + катионууд болон CN - анионуудад бүрэн задардаг. K + катионууд нь усны OH - ионуудыг холбож чадахгүй, учир нь KOH нь хүчтэй электролит юм. CN - анионууд нь усны H + ионуудыг холбож, HCN сул электролитийн молекулуудыг үүсгэдэг. Давс нь анион дээр гидролиз болдог. Ионик молекулын тэгшитгэлгидролиз

CN - + H 2 O HCN + OH -

эсвэл молекул хэлбэрээр

KCN + H 2 O HCN + KOH

Гидролизийн үр дүнд уусмалд тодорхой хэмжээний OH - ионууд гарч ирдэг тул KCN уусмал нь шүлтлэг урвалтай байдаг (рН > 7).

б) Натрийн карбонат Na 2 CO 3 нь сул олон суурьт хүчил ба хүчтэй суурийн давс юм. Энэ тохиолдолд усны устөрөгчийн ионуудыг холбосон CO 3 2- давсны анионууд нь H 2 CO 3 молекул биш харин хүчиллэг давс HCO - 3 -ийн анионуудыг үүсгэдэг, учир нь HCO - 3 ионууд нь илүү хэцүү диссоциациасаа илүү хэцүү байдаг. H 2 CO 3 молекулууд. Хэвийн нөхцөлд гидролиз эхний шатанд явагдана. Давс нь анион дээр гидролиз болдог. Ион-молекул гидролизийн тэгшитгэл

CO 2-3 +H 2 O HCO - 3 +OH -

эсвэл молекул хэлбэрээр

Na 2 CO 3 + H 2 O NaHCO 3 + NaOH

Уусмалд OH - ионуудын илүүдэл гарч ирдэг тул Na 2 CO 3 уусмал нь шүлтлэг урвалтай байдаг (рН > 7).

в) Цайрын сульфат ZnSO 4 нь сул полихүчлийн суурь Zn(OH) 2 ба хүчтэй хүчлийн H 2 SO 4-ийн давс юм. Энэ тохиолдолд Zn + катионууд нь усны гидроксил ионуудыг холбож, ZnOH + гол давсны катионуудыг үүсгэдэг. Zn(OH) 2 молекул үүсэхгүй, учир нь ZnOH + ионууд нь Zn(OH) 2 молекулуудаас хамаагүй хэцүү задардаг. Хэвийн нөхцөлд гидролиз эхний шатанд явагдана. Давс нь гидролиз болж катион болдог. Ион-молекул гидролизийн тэгшитгэл

Zn 2+ + H 2 O ZnON + + H +

эсвэл молекул хэлбэрээр

2ZnSO 4 + 2H 2 O (ZnOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4

Уусмал дахь илүүдэл устөрөгчийн ионууд гарч ирдэг тул ZnSO 4 уусмал нь хүчиллэг урвалтай (рН) байдаг.< 7).

Жишээ 4. A1(NO 3) 3 ба K 2 CO 3-ийн уусмалыг холиход ямар бүтээгдэхүүн үүсдэг вэ? Урвалын ион-молекул ба молекулын тэгшитгэлийг бич.

Шийдэл.Давс A1(NO 3) 3 нь катионоор, K 2 CO 3 нь анионоор гидролиз болдог.

A1 3+ + H 2 O A1OH 2+ + H +

CO 2-3 + H 2 O NSO - s + OH -

Хэрэв эдгээр давсны уусмалууд нэг саванд байгаа бол тэдгээрийн тус бүрийн гидролиз нь харилцан нэмэгддэг, учир нь H + ба OH - ионууд нь сул электролитийн H 2 O молекулыг үүсгэдэг. Энэ тохиолдолд гидролизийн тэнцвэрт байдал өөрчлөгддөг. Авсан давс бүрийн баруун ба гидролиз нь A1(OH) 3 ба CO 2 (H 2 CO 3) үүсэх замаар дуусдаг. Ион-молекулын тэгшитгэл:

2A1 3+ + ZSO 2- 3 + ZN 2 O = 2A1(OH) 3 + ZSO 2

молекулын тэгшитгэл: 3SO 2 + 6KNO 3

2A1(NO 3) 3 + ZK 2 CO 3 + ZN 2 O = 2A1(OH) 3

Бүх бодисыг электролит ба электролит бус гэж хувааж болно. Электролитуудад уусмал эсвэл хайлмал нь цахилгаан гүйдэл дамжуулдаг бодисууд (жишээлбэл, KCl, H 3 PO 4, Na 2 CO 3-ийн усан уусмал эсвэл хайлмал) орно. Электролит бус бодисууд нь хайлсан эсвэл ууссан (элсэн чихэр, спирт, ацетон гэх мэт) үед цахилгаан гүйдэл дамжуулдаггүй.

Электролитийг хүчтэй ба сул гэж хуваадаг. Уусмал эсвэл хайлмал дахь хүчтэй электролит нь ион руу бүрэн задардаг. Тэгшитгэл бичих үед химийн урвалҮүнийг нэг чиглэлд сумаар онцолсон, жишээлбэл:

HCl→ H + + Cl -

Ca(OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -

Хүчтэй электролитууд нь гетерополяр эсвэл ионы талст бүтэцтэй бодисуудыг агуулдаг (Хүснэгт 1.1).

Хүснэгт 1.1 Хүчтэй электролитууд

Сул электролитууд нь зөвхөн хэсэгчлэн ионуудад задардаг. Эдгээр бодисын хайлмал эсвэл уусмал нь ионуудтай хамт дийлэнх нь салаагүй молекулуудыг агуулдаг. Сул электролитийн уусмалд диссоциацийн зэрэгцээ урвуу процесс явагддаг - холбоо, өөрөөр хэлбэл ионуудыг молекул болгон нэгтгэдэг. Урвалын тэгшитгэлийг бичихдээ үүнийг эсрэг чиглэлтэй хоёр сумаар онцлон тэмдэглэв.

CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +

Сул электролитүүдэд гомеополяр хэлбэрийн болор тортой бодисууд орно (Хүснэгт 1.2).

Хүснэгт 1.2 Сул электролит

Усан уусмал дахь сул электролитийн тэнцвэрийн төлөвийг электролитийн диссоциацийн зэрэг ба электролитийн диссоциацийн тогтмолоор тоон байдлаар тодорхойлно.

Электролитийн диссоциацийн зэрэг α нь ионуудад задарсан молекулуудын тоог ууссан электролитийн нийт молекулуудын тоонд харьцуулсан харьцаа юм.

Диссоциацийн зэрэг нь ямар хэсгийг харуулдаг нийт тооууссан электролит нь ион болон задардаг бөгөөд электролит ба уусгагчийн шинж чанар, уусмал дахь бодисын концентрациас хамаардаг боловч ихэвчлэн хувиар илэрхийлэгддэг боловч хэмжээсгүй утгатай байдаг. Электролитийн уусмалыг хязгааргүй шингэрүүлснээр диссоциацийн зэрэг нь нэгдмэл байдалд ойртдог бөгөөд энэ нь ууссан бодисын молекулуудыг ион болгон бүрэн, 100% задлахтай тохирч байна. Сул электролитийн уусмалын хувьд α<<1. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью (α =1). Если известно, что в 0,1 М растворе уксусной кислоты степень электрической диссоциации α =0,0132, это означает, что 0,0132 (или 1,32%) общего количества растворённой уксусной кислоты продиссоциировало на ионы, а 0,9868 (или 98,68%) находится в виде недиссоциированных молекул. Диссоциация слабых электролитов в растворе подчиняется закону действия масс.

Ерөнхийдөө урвуу химийн урвалыг дараах байдлаар илэрхийлж болно.

а A+ бБ Д г D+ дЭ

Урвалын хурд нь урвалж буй хэсгүүдийн концентрацийн үржвэртэй шууд пропорциональ бөгөөд тэдгээрийн стехиометрийн коэффициентүүд. Дараа нь шууд хариу үйлдэл үзүүлэхийн тулд

V 1 = к 1 [A] а[B] б,

ба урвуу урвалын хурд

V 2 = к 2 [D] г[E] д.

Хэзээ нэгэн цагт урагшлах болон урвуу урвалын хурд жигдрэх болно, өөрөөр хэлбэл.

Энэ төлөвийг химийн тэнцвэр гэж нэрлэдэг. Эндээс

к 1 [A] а[B] б=к 2 [D] г[E] д

Нэг талдаа тогтмолууд, нөгөө талдаа хувьсагчдыг бүлэглэснээр бид дараахь зүйлийг авна.

Тиймээс тэнцвэрт байдалд байгаа буцах химийн урвалын хувьд урвалын бүтээгдэхүүний тэнцвэрийн концентрацийн үржвэр нь тэдгээрийн стехиометрийн коэффициентийн хүчин чадалтай, эхлэлийн бодисуудын ижил бүтээгдэхүүнтэй холбоотой бөгөөд өгөгдсөн температур, даралт дахь тогтмол утга юм. . Химийн тэнцвэрийн тогтмолын тоон утга TOурвалд орох бодисын концентрацаас хамаардаггүй. Жишээлбэл, массын үйл ажиллагааны хуулийн дагуу азотын хүчлийн диссоциацийн тэнцвэрийн тогтмолыг дараах байдлаар бичиж болно.

HNO 2 + H 2 OD H 3 O + + NO 2 -

Хэмжээ К ахүчлийн диссоциацийн тогтмол гэж нэрлэдэг ба энэ тохиолдолд азот.

Сул суурийн диссоциацийн тогтмолыг мөн адил илэрхийлнэ. Жишээлбэл, аммиакийн диссоциацийн урвалын хувьд:

NH 3 + H 2 O DNH 4 + + OH -

Хэмжээ К бсуурийн диссоциацийн тогтмол гэж нэрлэдэг ба энэ тохиолдолд аммиак. Электролитийн диссоциацийн тогтмол өндөр байх тусам электролит нь илүү хүчтэй диссоциацилах ба тэнцвэрт байдалд уусмал дахь түүний ионуудын концентраци өндөр болно. Сул электролитийн диссоциацийн зэрэг ба диссоциацийн тогтмол хоорондын хамаарал байдаг.

Энэ нь Ostwald-ийн шингэрүүлэлтийн хуулийн математик илэрхийлэл юм: сул электролитийг шингэлэх үед түүний диссоциацийн зэрэг нь сул электролитийн хувьд нэмэгддэг TO≤1∙ 10 -4 ба ХАМТ≥0.1 моль/л хялбаршуулсан илэрхийлэл ашиглана:

TO= α 2 ∙ХАМТэсвэл α

Жишээ 1. Хэрэв 0.1 М аммонийн гидроксидын уусмал дахь ион ба [NH 4 + ]-ийн диссоциацийн зэрэг ба концентрацийг тооцоол. TO NH 4 OH =1.76∙10 -5

Өгөгдсөн: NH 4 OH

TO NH 4 OH =1.76∙10 -5

Шийдэл:

Электролит нь нэлээд сул учраас ( NH 4 OH хүртэл =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

эсвэл 1.33%

Хоёртын электролитийн уусмал дахь ионы концентраци тэнцүү байна C∙α, хоёртын электролит нь иончлон нэг катион, нэг анион үүсгэдэг тул = [ NH 4 + ]=0.1∙1.33∙10 -2 =1.33∙10 -3 (моль/л).

Хариулт:α=1.33%;

= [NH 4 + ]=1.33∙10 -3 моль/л.

Уусмал болон хайлмал дахь хүчтэй электролитууд нь ионуудад бүрэн задардаг. Гэсэн хэдий ч хүчтэй электролитийн уусмалын цахилгаан дамжуулалтын туршилтын судалгаагаар түүний утгыг 100% диссоциацийн үед байх ёстой цахилгаан дамжуулах чадвартай харьцуулахад бага зэрэг дутуу үнэлдэг болохыг харуулж байна. Энэ зөрүүг Дебай, Хюкель нарын дэвшүүлсэн хүчтэй электролитийн онолоор тайлбарлав. Энэ онолын дагуу хүчтэй электролитийн уусмалд ионуудын хооронд электростатик харилцан үйлчлэл байдаг. Ион бүрийн эргэн тойронд эсрэг цэнэгийн тэмдгийн ионуудаас бүрдсэн "ионы уур амьсгал" үүсдэг бөгөөд энэ нь шууд цахилгаан гүйдэл дамжих үед уусмал дахь ионуудын хөдөлгөөнийг саатуулдаг. Төвлөрсөн уусмалд ионуудын электростатик харилцан үйлчлэлээс гадна ионуудын холбоог харгалзан үзэх шаардлагатай. Ион хоорондын хүчний нөлөөлөл нь молекулуудын бүрэн бус диссоциацийн үр нөлөөг бий болгодог, i.e. диссоциацийн илэрхий зэрэг. Туршилтаар тодорхойлсон α-ийн утга нь жинхэнэ α-аас үргэлж бага байдаг. Жишээлбэл, Na 2 SO 4-ийн 0.1 М уусмал дахь туршилтын утга нь α = 45% байна. Хүчтэй электролитийн уусмал дахь электростатик хүчин зүйлийг харгалзан үзэхийн тулд үйл ажиллагааны тухай ойлголтыг ашигладаг (A).Ионы идэвхжил нь уусмал дахь ион үйлчилдэг үр дүнтэй буюу илэрхий концентрац юм. Идэвх ба жинхэнэ төвлөрөл нь дараахь илэрхийллээр холбогддог.

Хаана f -ионуудын электростатик харилцан үйлчлэлийн улмаас системийн идеалаас хазайх түвшинг тодорхойлдог үйл ажиллагааны коэффициент.

Ионы үйл ажиллагааны коэффициентууд нь уусмалын ионы хүч гэж нэрлэгддэг μ утгаас хамаарна. Уусмалын ионы хүч нь уусмалд агуулагдах бүх ионуудын электростатик харилцан үйлчлэлийн хэмжүүр бөгөөд концентрацийн бүтээгдэхүүний нийлбэрийн хагастай тэнцүү байна. (хамт)уусмалд агуулагдах ион бүр өөрийн цэнэгийн дугаарын квадрат тутамд (z):

Шингэрүүлсэн уусмалд (μ<0,1М) коэффициенты активности меньше единицы и уменьшаются с ростом ионной силы. Растворы с очень низкой ионной силой (µ < 1∙10 -4 М) можно считать идеальными. В бесконечно разбавленных растворах электролитов активность можно заменить истинной концентрацией. В идеальной системе a = cүйл ажиллагааны коэффициент нь 1. Энэ нь цахилгаан статик харилцан үйлчлэл бараг байхгүй гэсэн үг юм. Маш их төвлөрсөн уусмалд (μ>1M) ионы үйл ажиллагааны коэффициент нь нэгдмэл байдлаас их байж болно. Уусмалын үйл ажиллагааны коэффициент ба ионы хүч хоорондын хамаарлыг дараах томъёогоор илэрхийлнэ.

At µ <10 -2

10 -2 ≤ үед µ ≤ 10 -1

0,1z 2 μ 0.1-д<µ <1

Үйлдлээр илэрхийлэгдэх тэнцвэрийн тогтмолыг термодинамик гэж нэрлэдэг. Жишээлбэл, урвалын хувьд

а A+ бБ г D+ дЭ

Термодинамик тогтмол нь дараах хэлбэртэй байна.

Энэ нь температур, даралт, уусгагчийн шинж чанараас хамаарна.

Бөөмийн идэвхжил нь

Хаана TO C нь концентрацийн тэнцвэрийн тогтмол юм.

Утга TO C нь зөвхөн температур, уусгагчийн шинж чанар, даралтаас гадна ионы хүчээс хамаарна м. Термодинамикийн тогтмолууд нь хамгийн бага хүчин зүйлээс хамаардаг тул тэдгээр нь тэнцвэрийн хамгийн үндсэн шинж чанар юм. Тиймээс энэ нь лавлах номонд өгөгдсөн термодинамик тогтмолууд юм. Зарим сул электролитийн термодинамик тогтмолуудыг энэ гарын авлагын хавсралтад өгсөн болно. =0.024 моль/л.

Ионы цэнэг нэмэгдэхийн хэрээр ионы үйл ажиллагааны коэффициент ба идэвхжил буурдаг.

Өөрийгөө хянах асуултууд:

1. Хамгийн тохиромжтой систем гэж юу вэ? Бодит системийг идеалаас хазайх гол шалтгааныг нэрлэнэ үү.
2. Электролитийн диссоциацийн зэргийг юу гэж нэрлэдэг вэ?
3. Хүчтэй ба сул электролитийн жишээг өг.
4. Сул электролитийн диссоциацийн тогтмол ба диссоциацийн зэрэг хооронд ямар хамаарал байдаг вэ? Үүнийг математикийн аргаар илэрхийл.
5. Үйл ажиллагаа гэж юу вэ? Ионы идэвхжил ба түүний жинхэнэ концентраци хэрхэн хамааралтай вэ?
6. Үйл ажиллагааны коэффициент гэж юу вэ?
7. Ионы цэнэг үйл ажиллагааны коэффициентэд хэрхэн нөлөөлдөг вэ?
8. Уусмалын ионы хүч ба түүний математик илэрхийлэл гэж юу вэ?
9. Уусмалын ионы хүчнээс хамааран бие даасан ионуудын идэвхижүүлэлтийн коэффициентийг тооцоолох томъёог бичнэ үү.
10. Массын үйл ажиллагааны хуулийг томъёолж, математикийн аргаар илэрхийл.
11. Термодинамикийн тэнцвэрийн тогтмол гэж юу вэ? Түүний үнэ цэнэд ямар хүчин зүйл нөлөөлдөг вэ?
12. Концентрацийн тэнцвэрийн тогтмол гэж юу вэ? Түүний үнэ цэнэд ямар хүчин зүйл нөлөөлдөг вэ?
13. Термодинамик ба концентрацийн тэнцвэрийн тогтмолууд хэрхэн хамааралтай вэ?
14. Үйл ажиллагааны коэффициентийн утгууд ямар хязгаарт өөрчлөгдөж болох вэ?
15. Хүчтэй электролитийн онолын үндсэн зарчим юу вэ?

Электролитийн диссоциацийн зэрэг

Электролитийн диссоциаци нь буцах процесс тул электролитийн уусмалд тэдгээрийн ионуудын хамт молекулууд бас байдаг. Өөрөөр хэлбэл, С.Аррениусын онолын дагуу янз бүрийн электролитууд янз бүрийн хэмжээгээр ионуудад хуваагддаг. Задралын бүрэн байдал (электролитийн хүч) нь тоон үзүүлэлтээр тодорхойлогддог - диссоциацийн зэрэг.

Диссоциацийн зэрэг (α – Грек үсэг альфа ) нь ион болгон задарсан молекулуудын тооны харьцаа ( n ), ууссан молекулуудын нийт тоонд ( N):

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 молекулаас 20 нь ион болон хуваагдсан гэсэн үг юм.

Диссоциацийн зэрэг нь электролит ба уусгагчийн шинж чанар, электролитийн концентраци, температураас хамаарна.

1. Диссоциацийн түвшингийн шинж чанараас хамаарах байдал: Электролит ба уусгагчийн молекул дахь химийн холбоо нь туйлшрал ихтэй байх тусам электролитийг ион болгон задлах үйл явц илүү тод, диссоциацийн зэрэг өндөр байна.

2. Электролитийн концентрациас диссоциацийн түвшингийн хамаарал: электролитийн концентраци буурах үед, i.e. Усаар шингэлэх үед диссоциацийн зэрэг нь үргэлж нэмэгддэг.

3. Температураас диссоциацийн түвшингийн хамаарал: диссоциацийн зэрэг нь температур нэмэгдэх тусам нэмэгддэг (температурын өсөлт нь ууссан хэсгүүдийн кинетик энергийг нэмэгдүүлэхэд хүргэдэг бөгөөд энэ нь молекулуудыг ион болгон задлахад хувь нэмэр оруулдаг).

Хүчтэй ба сул электролитууд

Диссоциацийн зэргээс хамааран электролитийг хүчтэй ба сул гэж ялгадаг. 30% -иас дээш диссоциацийн зэрэгтэй электролитийг ихэвчлэн хүчтэй гэж нэрлэдэг бөгөөд 3-30% -ийн диссоциацийн зэрэгтэй - дунд, 3% -иас бага - сул электролитууд.

Электролитийн диссоциацийн зэргээс хамааран электролитийн ангилал (санамж)

Электролитийн ангилал	Хүчтэй электролитууд	Дундаж электролит	Сул электролит
Диссоциацийн зэрэглэлийн утга (α)	α >30%	3%≤α≤30%	α <3%
Жишээ	1. Уусдаг давс; 2. Хүчтэй хүчил (HCl, HBr, HI, HNO 3, HClO 4, H 2 SO 4 (дил.)); 3. Хүчтэй суурь - шүлт.	H3PO4 H2SO3	1. Бараг бүх органик хүчил (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH гэх мэт); 2. Зарим органик бус хүчил (H 2 CO 3, H 2 S гэх мэт); 3. Усанд бага зэрэг уусдаг бараг бүх давс, суурь, аммонийн гидроксид (Ca 3 (PO 4) 2 ; Cu (OH) 2 ; Al (OH) 3 ; NH 4 OH); 4. Ус.