, , 21 , , ,
, 25-26 , 27-28 , , 30, , , , , , , , /2003

§ 6.3. Силни и слаби електролити

Материјалот во овој дел ви е делумно познат од претходно проучуваните училишни курсевихемија и од претходниот дел. Ајде накратко да го разгледаме она што го знаете и да се запознаеме со новиот материјал.

ВО претходниот делразговаравме за однесувањето во водени раствори на некои соли и органски материи кои целосно се распаѓаат на јони во воден раствор.
Постојат голем број едноставни, но непобитни докази дека некои супстанции во водените раствори се распаѓаат во честички. Така, водените раствори на сулфурен H2SO4, азотен HNO3, хлор HClO4, хлороводородна (хлороводородна) HCl, оцетна CH3COOH и други киселини имаат кисел вкус. Во киселински формули заедничка честичкае атом на водород и може да се претпостави дека тој (во форма на јон) е причината за истиот вкус на сите овие толку различни супстанции.
Водородните јони настанати при дисоцијација во воден раствор на растворот му даваат кисел вкус, поради што таквите материи се нарекуваат киселини. Во природата, само водородните јони имаат кисел вкус. Тие создаваат таканаречена кисела (кисела) средина во воден раствор.

Запомнете, кога велите „хидроген хлорид“, мислите на гасовитата и кристалната состојба на оваа супстанца, но за воден раствор треба да кажете „раствор на хлороводород“, „хлороводородна киселина“ или да го користите заедничкото име „хлороводородна киселина“, иако составот на супстанцијата во која било состојба изразен со истата формула - HCl.

Водните раствори на литиум (LiOH), натриум (NaOH), калиум (KOH), бариум (Ba(OH)2), калциум (Ca(OH)2) и други метални хидроксиди го имаат истиот непријатен горчлив сапунски вкус и предизвикуваат чувство на лизгање. Очигледно, јоните на OH - хидроксид вклучени во таквите соединенија се одговорни за ова својство.
Хлороводородна киселина HCl, хлороводородна HBr и хидројодна киселина HI реагираат со цинк на ист начин, и покрај нивниот различен состав, бидејќи во реалноста не е киселината што реагира со цинк:

Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H2,

и водородни јони:

Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2,

а се формираат водороден гас и цинк јони.
Мешањето на некои солени раствори, на пример, калиум хлорид KCl ​​и натриум нитрат NaNO 3, не е придружено со забележлив термички ефект, иако по испарувањето на растворот се формира мешавина од кристали од четири супстанции: оригиналните - калиум хлорид и натриум нитрат - и нови - калиум нитрат KNO 3 и натриум хлорид NaCl . Може да се претпостави дека во растворот двете почетни соли целосно се распаѓаат во јони, кои, кога испаруваат, формираат четири кристални супстанции:

Споредувајќи ја оваа информација со електричната спроводливост на водените раствори на киселини, хидроксиди и соли и со голем број други одредби, С.А. вода, се дисоцира на јони.
Проучувањето на производите за електролиза овозможува да се доделат позитивни или негативни полнежи на јони. Очигледно, ако киселина, на пример азотен HNO 3, се дисоцира, да речеме, на два јона и за време на електролизата на воден раствор водородот се ослободува на катодата (негативно наелектризирана електрода), тогаш, следствено, има позитивно наелектризирани водородни јони H + во растворот. Тогаш равенката на дисоцијација треба да се запише на следниов начин:

НNO 3 = Н + + .

Електролитичка дисоцијација– целосно или делумно распаѓање на соединението кога се раствора во вода во јони како резултат на интеракција со молекула на вода (или друг растворувач).
Електролити– киселини, бази или соли, чии водени раствори се изведуваат електрична енергијакако резултат на дисоцијација.
Супстанциите кои не се дисоцираат во јони во воден раствор и чии раствори не спроведуваат електрична струја се нарекуваат не-електролити.
Дисоцијацијата на електролитите квантитативно се карактеризира степен на дисоцијација– односот на бројот на „молекули“ (единици со формула) распаднати во јони до вкупен број„молекули“ на растворената супстанција. Степенот на дисоцијација е индициран Грчко писмо. На пример, ако од секои 100 „молекули“ на растворена супстанција, 80 се дисоцираат во јони, тогаш степенот на дисоцијација на растворената супстанција е еднаков на: = 80/100 = 0,8, или 80%.
Според нивната способност да се дисоцираат (или, како што велат, „по сила“), електролитите се поделени на силна, просекИ слаб. Според степенот на дисоцијација, оние со раствори > 30% се сметаат за силни електролити; слабите електролити се< 3%, к средним – 3% 30%. Сила электролита – величина, зависящая от концентрации вещества, температуры, природы растворителя и др.
Во случај на водени раствори силни електролити(> 30%) ги вклучуваат следните групи на соединенија.
1 . Многу неоргански киселини, како што се хлороводородна HCl, азотен HNO 3, сулфурен H 2 SO 4 во разредени раствори. Најсилниот неорганска киселина- хлор HClO 4.
Јачината на некислородните киселини се зголемува во низа слични соединенија кога се движат надолу во подгрупата на елементи кои формираат киселина:

HCl – HBr – HI.

Флуороводородна киселина HF раствора стакло, но тоа воопшто не укажува на неговата сила. Оваа киселина која содржи халогени без кислород е класифицирана како киселина со средна јачина поради високата енергија на врската H–F, способноста на HF молекулите да се комбинираат (поврзат) поради силните водородни врски, интеракцијата на F – јоните со HF молекули (водородни врски) со формирање на јони и други посложени честички. Како резултат на тоа, концентрацијата на водородни јони во воден раствор на оваа киселина е значително намалена, па флуороводородната киселина се смета за средна јачина.
Водород флуоридот реагира со силициум диоксид, кој е дел од стаклото, според равенката:

SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O.

Флуороводородната киселина не треба да се чува во стаклени садови. За таа цел се користат садови од олово, малку пластика и стакло, чии ѕидови одвнатре се обложени со дебел слој од парафин. Доколку се користи гас водород флуорид за „оградување“ на стаклото, површината на стаклото станува мат, што се користи за нанесување на натписи и разни дизајни на стаклото. „Графирањето“ на стаклото со воден раствор на флуороводородна киселина доведува до корозија на стаклената површина, која останува транспарентна. Обично комерцијално е достапен 40% раствор на флуороводородна киселина.

Јачината на кислородните киселини од ист тип се менува во спротивна насока, на пример, периодичната киселина HIO 4 е послаба од перхлорна киселина HClO 4.
Ако некој елемент формира неколку кислородни киселини, тогаш киселината во која елементот што формира киселина има најголема валентност има најголема јачина. Така, во серијата киселини HClO (хипохлорна) – HClO 2 (хлорна) – HClO 3 (хлорна) – HClO 4 (хлорна), втората е најсилна.

Еден волумен на вода раствора околу два тома хлор. Хлорот (околу половина од него) реагира со вода:

Cl 2 + H 2 O = HCl + HСlO.

Хлороводородна киселина е силна, практично нема молекули на HCl во нејзиниот воден раствор. Поправилно е да се напише равенката на реакцијата на следниов начин:

Cl 2 + H 2 O = H + + Cl – + HClO – 25 kJ/mol.

Добиениот раствор се нарекува вода со хлор.
Хипохлорната киселина е брзо-дејствувачки оксидирачки агенс, па затоа се користи за белење на ткаенини.

2 . Хидроксиди на елементи од главните подгрупи од групите I и II периодниот систем: LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH) 2 итн. Кога се движите по подгрупата, како што се зголемуваат металните својства на елементот, јачината на хидроксидите се зголемува. Растворливите хидроксиди од главната подгрупа на елементи од групата I се класифицирани како алкалии.

Алкалите се бази кои се растворливи во вода. Тука спаѓаат и хидроксидите на елементите од главната подгрупа од групата II (земноалкални метали) и амониум хидроксид (воден раствор на амонијак). Понекогаш алкали се оние хидроксиди кои создаваат висока концентрацијајони на хидроксид. Во застарената литература, меѓу алкалите можете да најдете калиум карбонати K 2 CO 3 (поташа) и натриум карбонати Na 2 CO 3 (сода), натриум бикарбонат NaHCO 3 (сода бикарбона), боракс Na 2 B 4 O 7, натриум хидросулфиди NaHS и калиум KHS и сор.

Калциум хидроксид Ca(OH) 2 како силен електролит се дисоцира во еден чекор:

Ca(OH) 2 = Ca 2+ + 2OH – .

3 . Речиси сите соли. Солта, ако е силен електролит, се дисоцира во еден чекор, на пример железен хлорид:

FeCl 3 = Fe 3+ + 3Cl – .

Во случај на водени раствори слаби електролити ( < 3%) относят перечисленные ниже соединения.

1 . Водата H 2 O е најважниот електролит.

2 . Некои неоргански и речиси сите органски киселини: H 2 S (водород сулфид), H 2 SO 3 (сулфурна), H 2 CO 3 (јаглеродна), HCN (хидроцијална), H 3 PO 4 (фосфорна, ортофосфорна), H 2 SiO 3 (силициум), H 3 BO 3 (борна, ортоборна), CH 3 COOH (оцетна) итн.
Забележете дека јаглеродната киселина не постои во формулата H 2 CO 3. Кога се раствораат јаглерод диоксид CO 2 во вода го формира својот хидрат CO 2 H 2 O, кој за погодност на пресметките го пишуваме со формулата H 2 CO 3, а равенката на реакцијата на дисоцијација изгледа вака:

Слаба дисоцијација јаглеродна киселинасе одвива во две фази. Добиениот бикарбонат јон исто така се однесува како слаб електролит.
Другите полибазни киселини се дисоцираат на ист начин: H 3 PO 4 (фосфорна), H 2 SiO 3 (силициум), H 3 BO 3 (борна). Во воден раствор, дисоцијацијата практично се случува само во првиот чекор. Како да се изврши дисоцијација во последната фаза?
3 . Хидроксиди на многу елементи, на пример Al(OH) 3, Cu(OH) 2, Fe(OH) 2, Fe(OH) 3 итн.
Сите овие хидроксиди постепено се дисоцираат во воден раствор, на пример железен хидроксид
Fe(OH) 3:

Во воден раствор, дисоцијацијата се јавува речиси исклучиво во првиот чекор. Како да се помести рамнотежата кон формирање на јони Fe 3+?
Основните својства на хидроксидите на истиот елемент се зголемуваат со намалувањето на валентноста на елементот.Така, основните својства на железо дихидроксидот Fe(OH) 2 се поизразени од оние на трихидроксидот Fe(OH) 3. Оваа изјава е еквивалентна на фактот дека киселинските својства на Fe(OH) 3 се посилни од оние на Fe(OH) 2.
4 . Амониум хидроксид NH 4 OH.
Кога амонијак гасот NH 3 се раствора во вода, се добива раствор кој многу слабо ја спроведува струјата и има горчлив, сапунски вкус. Растворниот медиум е базен, или алкален.Ова однесување на амонијакот се објаснува на следниов начин: Кога амонијакот се раствора во вода, се формира амонијак хидрат NH 3 H 2 O, на кој конвенционално му ја припишуваме формулата на непостоечкиот амониум хидроксид NH 4 OH, имајќи предвид дека ова соединение се дисоцира за да формира амониум јон и хидроксид јон OH -:

NH 4 OH = + OH – .

5 . Некои соли: цинк хлорид ZnCl 2, железо тиоцијанат Fe(NCS) 3, жива цијанид Hg(CN) 2 итн. Овие соли се дисоцираат постепено.

Некои луѓе ја сметаат фосфорната киселина H 3 PO 4 за електролити со средна јачина. Ќе ја сметаме фосфорната киселина за слаб електролит и ќе ги запишеме трите фази на нејзината дисоцијација. Сулфурната киселина во концентрирани раствори се однесува како електролит со средна јачина, а во многу концентрирани раствори се однесува како слаб електролит. Ние дополнително ќе разгледаме сулфурна киселинасилен електролит и запишете ја равенката на неговата дисоцијација во еден чекор.

Силни и слаби електролити

Киселините, базите и солите во водените раствори се дисоцираат - се распаѓаат на јони. Овој процес може да биде реверзибилен или неповратен.

За време на неповратната дисоцијација во растворите, целата или речиси целата супстанција се распаѓа на јони. Ова е типично за силни електролити (сл. 10.1, а, стр. 56). Силните електролити вклучуваат некои киселини и сите соли и бази растворливи во вода (хидроксиди на алкални и алкални земјени елементи) (шема 5, стр. 56).

Ориз. 10.1. Споредба на бројот на јони во раствори со иста почетна количина на електролит: а - хлоридна киселина (силен електролит); б - нитритна киселина

(слаб електролит)

Шема 5. Класификација на електролити по јачина

Со реверзибилна дисоцијација, се случуваат два спротивни процеси: истовремено со распаѓањето на супстанцијата во јони (дисоцијација), се случува обратниот процес на комбинирање на јоните во молекулите на супстанцијата (асоцијација). Поради ова, дел од супстанцијата во раствор постои во форма на јони, а дел - во форма на молекули (сл. 10.1, б). Електролити,

кои, кога се раствораат во вода, само делумно се распаѓаат во јони, се нарекуваат слаби електролити. Тие вклучуваат вода, многу киселини, како и нерастворливи хидроксиди и соли (шема 5).

Во равенките на дисоцијација слаби електролитиНаместо обична стрелка, напишете двоглава стрелка (знак за реверзибилност):

Јачината на електролитите може да се објасни со поларитетот хемиска врска, кој се распаѓа при дисоцијација. Колку е пополарна врската, толку полесно се претвора во јонска врска под влијание на молекулите на водата, па затоа електролитот е посилен. Кај солите и хидроксидите, поларитетот на врската е најголем, бидејќи постои јонска врска помеѓу јоните на металните елементи, киселинските остатоци и јоните на хидроксид, затоа сите растворливи соли и бази се силни електролити. Во киселините што содржат кислород, при дисоцијација, се крши O-H врска, чиј поларитет зависи од квалитативниот и квантитативниот состав на киселинскиот остаток. Јачината на повеќето киселини што содржат кислород може да се определи со пишување на вообичаената киселина формула како E(OH) m O n. Ако оваа формула содржи n< 2 — кислота слабая, если n >2 - силен.

Зависност на јачината на киселините од составот на киселинскиот остаток

Степен на дисоцијација

Јачината на електролитите квантитативно се карактеризира со степенот на електролитичка дисоцијација a, што го покажува процентот на молекулите на супстанцијата што се распаднале во јони во растворот.

Степенот на дисоцијација a е еднаков на односот на бројот на молекули N или количината на супстанцијата n што се распаднала на јони до вкупниот број на молекули N 0 или количината на растворена супстанција n 0:

Степенот на дисоцијација може да се изрази не само во фракции од единица, туку и како процент:

Вредноста на a може да варира од 0 (без дисоцијација) до 1 или 100% (целосна дисоцијација). Колку подобро се распаѓа електролитот, толку е поголем степенот на дисоцијација.

Врз основа на степенот на електролитичка дисоцијација, електролитите често се поделени не на две, туку во три групи: силни, слаби и електролити со средна јачина. Силни електролити се оние чиј степен на дисоцијација е повеќе од 30%, а слаби електролити се оние со степен помал од 3%. Електролитите со средни вредности од a - од 3% до 30% - се нарекуваат електролити со средна јачина. Според оваа класификација, се сметаат следните киселини: HF, HNO 2, H 3 PO 4, H 2 SO 3 и некои други. Последните две киселини се електролити со средна јачина само во првата фаза на дисоцијација, а кај другите се слаби електролити.

Степенот на дисоцијација е променлива вредност. Тоа не зависи само од природата на електролитот, туку и од неговата концентрација во растворот. Оваа зависност првпат ја идентификувал и проучувал Вилхелм Оствалд. Денес се нарекува Оствалдовиот закон за разредување: кога растворот се разредува со вода, како и кога температурата се зголемува, степенот на дисоцијација се зголемува.

Пресметка на степенот на дисоцијација

Пример. Водород флуорид е растворен во еден литар вода со количина од 5 mol. Добиениот раствор содржи 0,06 mol водородни јони. Определете го степенот на дисоцијација на флуорната киселина (во проценти).

Да ја напишеме равенката на дисоцијација за флуорна киселина:

По дисоцијација, еден водороден јон се формира од една киселинска молекула. Ако растворот содржи 0,06 mol H+ јони, тоа значи дека 0,06 mol молекули на водород флуорид се дисоцирани. Според тоа, степенот на дисоцијација е:

Извонреден германски физички хемичар, лауреат Нобелова наградапо хемија 1909 година. Роден во Рига, студирал на Универзитетот во Дорпат, каде што започнал да предава и научна дејност. На 35-годишна возраст се преселил во Лајпциг, каде што раководел со Физичкохемискиот институт. Ги проучувал законите на хемиската рамнотежа, својствата на растворите, го открил законот за разредување, именуван по него, ги развил основите на теоријата за киселинско-базната катализа и посветил многу време на историјата на хемијата. Го основал првиот оддел во светот физичка хемијаи првото физичко-хемиско списание. Во личниот живот имал чудни навики: почувствувал аверзија кон шишање и комуницирал со својата секретарка исклучиво користејќи ѕвонче од велосипед.

Клучна идеја

Дисоцијацијата на слабите електролити е реверзибилен процес, додека оној на силните електролити е

неповратен.

Контролни прашања

116. Дефинирајте силни и слаби електролити.

117. Наведи примери на силни и слаби електролити.

118. За која вредност се користи квантитативни карактеристикијачина на електролит? Дали е константно во кое било решение? Како можете да го зголемите степенот на дисоцијација на електролит?

Задачи за совладување на материјалот

119. Наведи по еден пример за сол, киселина и база кои се: а) силен електролит; б) слаб електролит.

120. Наведи пример за супстанца: а) двобазна киселина, која во првата фаза е електролит со средна јачина, а во втората - слаб електролит; б) двобазна киселина, која во двете фази е слаб електролит.

121. Во некоја киселина, степенот на дисоцијација во првата фаза е 100%, а во втората - 15%. Каква киселина може да биде тоа?

122. Кои честички се побројни во раствор од водород сулфид: H 2 S молекули, H + јони, S 2- јони или HS - јони?

123. Од дадената листа на супстанции запишете ги посебно формулите: а) силни електролити; б) слаби електролити.

NaCl, HCl, NaOH, NaNO 3, HNO 3, HNO 2, H 2 SO 4, Ba(OH) 2, H2S, K2S, Pb(NO 3) 2.

124. Направете ги равенките на дисоцијација за стронциум нитрат, жива(11) хлорид, калциум карбонат, калциум хидроксид, сулфидна киселина. Во кои случаи дисоцијацијата се јавува реверзибилно?

125. Воден раствор на натриум сулфат содржи 0,3 mol јони. Која маса од оваа сол била искористена за да се подготви таков раствор?

126. 1 литар раствор на водород флуорид содржи 2 g од оваа киселина, а количината на водородни јони е 0,008 mol. Која е количината на флуоридни јони во овој раствор?

127. Три епрувети содржат еднакви волумени на раствори на хлоридни, флуоридни и сулфидни киселини. Во сите епрувети, количините на киселини се еднакви. Но, во првата епрувета количината на водородни јони е 3. 10 -7 мол, во вториот - 8. 10 -5 мол, а во третиот - 0,001 мол. Која епрувета ја содржи секоја киселина?

128. Првата епрувета содржи раствор на електролит, чиј степен на дисоцијација е 89%, втората содржи електролит со степен на дисоцијација 8%o, а третата - 0,2%o. Наведете два примери на електролити од различни класи на соединенија кои можат да бидат содржани во овие епрувети.

129*. Во дополнителни извори најдете информации за зависноста на јачината на електролитите од природата на супстанциите. Воспоставете врска помеѓу структурата на супстанциите и природата хемиски елементи, кои ги формираат и јачината на електролитите.

Ова е материјал за учебник

Дисоцијацијата на електролитот квантитативно се карактеризира со степенот на дисоцијација. Степен на дисоцијација a–ова е односот на бројот на молекули дисоцирани во јони N diss.,на вкупниот број на молекули на растворениот електролит Н :

а =

а– фракцијата на молекули на електролит кои се распаднале на јони.

Степенот на дисоцијација на електролит зависи од многу фактори: природата на електролитот, природата на растворувачот, концентрацијата на растворот и температурата.

Врз основа на нивната способност да се дисоцираат, електролитите конвенционално се поделени на силни и слаби. Обично се нарекуваат електролити кои постојат во раствор само во форма на јони силна . Електролитите, кои во растворена состојба делумно се во форма на молекули, а делумно во форма на јони, се нарекуваат слаб .

Силните електролити ги вклучуваат речиси сите соли, некои киселини: H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HI, HClO 4, хидроксиди на алкалните и земноалкалните метали (види додаток, табела 6).

Процесот на дисоцијација на силни електролити продолжува до завршување:

HNO 3 = H + + NO 3 -, NaOH = Na + + OH -,

а во равенките на дисоцијација се ставаат знаци за еднаквост.

Во однос на силните електролити, концептот на „степен на дисоцијација“ е условен карактер. « Привиден степен на дисоцијација (асекој) под вистинската (види додаток, табела 6). Со зголемување на концентрацијата на силен електролит во растворот, се зголемува интеракцијата на спротивно наелектризираните јони. Кога се доволно блиски еден до друг, тие формираат соработници. Јоните во нив се одделени со слоеви на поларни молекули на вода кои го опкружуваат секој јон. Ова влијае на намалувањето на електричната спроводливост на растворот, т.е. се создава ефект на нецелосна дисоцијација.

За да се земе предвид овој ефект, беше воведен коефициент на активност g, кој се намалува со зголемување на концентрацијата на растворот, варирајќи од 0 до 1. За квантитативно да се опишат својствата на растворите на силни електролити, количината т.н. активност (а).

Активноста на јон се подразбира како негова ефективна концентрација, според која тој делува во хемиски реакции.

Јонска активност ( а) е еднаква на неговата моларна концентрација ( СО), помножено со коефициентот на активност (g):

А = е СО.

Користењето активност наместо концентрација овозможува да се примени на решенија законите утврдени за идеални решенија.

Слабите електролити вклучуваат некои минерални киселини (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, H 3 PO 4) и повеќето органски киселини (CH 3 COOH, H 2 C 2 O 4, итн.) , амониум хидроксид NH 4 OH и сите бази кои се малку растворливи во вода, органски амини.

Дисоцијацијата на слабите електролити е реверзибилна. Во растворите на слаби електролити, се воспоставува рамнотежа помеѓу јоните и недисоцираните молекули. Во соодветните равенки на дисоцијација се става знакот за реверзибилност („“). На пример, слабата равенка на дисоцијација оцетна киселинае напишано вака:

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .

Во раствор на слаб бинарен електролит ( CA) е воспоставена следната рамнотежа, која се карактеризира со константа на рамнотежа наречена константа на дисоцијација ДОг:

KA «K + + A -,

.

Ако се раствори 1 литар раствор СОмолови на електролит CAа степенот на дисоцијација е a, што значи дисоциран aСмолови на електролит и секој јон беше формиран aСбенки. Во неразделена состојба останува ( СО – aС) бенки CA.

КА «К + + А - .

C – aС aС aС

Тогаш константата на дисоцијација ќе биде еднаква на:

(6.1)

Бидејќи константата на дисоцијација не зависи од концентрацијата, изведената релација ја изразува зависноста на степенот на дисоцијација на слаб бинарен електролит од неговата концентрација. Од равенката (6.1) е јасно дека намалувањето на концентрацијата на слаб електролит во растворот доведува до зголемување на степенот на неговата дисоцијација. Равенката (6.1) изразува Оствалдовиот закон за разредување .

За многу слаби електролити (на а<<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:

ДОг а 2 C, или а„(6.2)

Константата на дисоцијација за секој електролит е константна на дадена температура, не зависи од концентрацијата на растворот и ја карактеризира способноста на електролитот да се распадне во јони. Колку е поголем Kd, толку повеќе електролитот се дисоцира во јони. Константите на дисоцијација на слабите електролити се табелирани (види додаток, табела 3).

Слаби електролити- супстанции кои делумно се дисоцираат во јони. Растворите на слабите електролити содржат недисоцирани молекули заедно со јони. Слабите електролити не можат да произведат висока концентрација на јони во растворот. Слабите електролити вклучуваат:

1) речиси сите органски киселини (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH, итн.);

2) некои неоргански киселини (H 2 CO 3, H 2 S, итн.);

3) речиси сите соли, бази и амониум хидроксид Ca 3 (PO 4) 2 кои се малку растворливи во вода; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH;

Тие слабо ја спроведуваат електричната енергија (или речиси воопшто не).

Концентрациите на јони во раствори на слаби електролити квалитативно се карактеризираат со степенот и константата на дисоцијација.

Степенот на дисоцијација се изразува во фракции од единица или како процент (a = 0,3 е конвенционалната граница за поделба на силни и слаби електролити).

Степенот на дисоцијација зависи од концентрацијата на слабиот раствор на електролит. Кога се разредува со вода, степенот на дисоцијација секогаш се зголемува, бидејќи се зголемува бројот на молекули на растворувачи (H 2 O) по молекула на растворена супстанција. Според принципот на Ле Шателје, рамнотежата на електролитичката дисоцијација во овој случај треба да се префрли во насока на формирање на производи, т.е. хидрирани јони.

Степенот на електролитичка дисоцијација зависи од температурата на растворот. Вообичаено, како што температурата се зголемува, степенот на дисоцијација се зголемува, бидејќи врските во молекулите се активираат, тие стануваат поподвижни и полесно се јонизираат. Концентрацијата на јони во слаб раствор на електролит може да се пресмета со познавање на степенот на дисоцијација аи почетната концентрација на супстанцијата вво раствор.

HAn = H + + An - .

Константата на рамнотежа K p на оваа реакција е константата на дисоцијација K d:

K d = . / . (10.11)

Ако концентрациите на рамнотежа ги изразиме во однос на концентрацијата на слабиот електролит C и неговиот степен на дисоцијација α, се добива:

K d = C. α. S. α/S. (1-α) = C. α 2 /1-α. (10.12)

Овој однос се нарекува Оствалдовиот закон за разредување. За многу слаби електролити на α<<1 это уравнение упрощается:

K d = C. α 2. (10.13)

Ова ни овозможува да заклучиме дека со бесконечно разредување степенот на дисоцијација α се стреми кон единство.

Протолитичка рамнотежа во вода:

,

,

При константна температура во разредени раствори, концентрацијата на водата во водата е константна и еднаква на 55,5, ( )

, (10.15)

каде K во е јонски производ на водата.

Тогаш = 10 -7. Во пракса, поради практичноста на мерењето и снимањето, користената вредност е водородниот индекс, (критериум) на јачината на киселината или базата. Слично на тоа .

Од равенката (11.15): . При pH=7 – реакцијата на растворот е неутрална, при pH<7 – кислая, а при pH>7 – алкална.

Во нормални услови (0°C):

, Потоа

Слика 10.4 - pH на различни супстанции и системи

10.7 Силни раствори на електролити

Силните електролити се супстанции кои, кога се раствораат во вода, речиси целосно се распаѓаат во јони. Како по правило, силните електролити вклучуваат супстанции со јонски или високополарни врски: сите високо растворливи соли, силни киселини (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) и силни бази (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH) 2, Sr(OH) 2, Ca(OH) 2).

Во силен раствор на електролит, растворената супстанција се наоѓа првенствено во форма на јони (катјони и анјони); недисоцирани молекули се практично отсутни.

Основната разлика помеѓу силните електролити и слабите е тоа што дисоцијациската рамнотежа на силните електролити е целосно поместена надесно:

H 2 SO 4 = H + + HSO 4 - ,

и затоа константата на рамнотежа (дисоцијација) се покажува како неизвесна величина. Намалувањето на електричната спроводливост со зголемување на концентрацијата на силен електролит се должи на електростатската интеракција на јоните.

Холандскиот научник Петрус Јозеф Вилхелмус Деби и германскиот научник Ерих Хукел, предлагајќи модел кој ја формираше основата на теоријата за силни електролити, постулираа:

1) електролитот целосно се дисоцира, но во релативно разредени раствори (C M = 0,01 mol. l -1);

2) секој јон е опкружен со обвивка од јони со спротивен знак. За возврат, секој од овие јони е растворен. Оваа средина се нарекува јонска атмосфера. За време на електролитичката интеракција на јоните со спротивни знаци, неопходно е да се земе предвид влијанието на јонската атмосфера. Кога катјон се движи во електростатско поле, јонската атмосфера се деформира; се згуснува пред него и се разредува зад него. Оваа асиметрија на јонската атмосфера има повеќе инхибирачки ефект врз движењето на катјонот, колку е поголема концентрацијата на електролитите и толку е поголем полнежот на јоните. Во овие системи концептот на концентрација станува двосмислен и мора да се замени со активност. За бинарен електролит со едно полнење KatAn = Kat + + An - активностите на катјонот (a +) и анјонот (a -) се соодветно еднакви

a + = γ + . C + , a - = γ - . C - , (10.16)

каде што C + и C - се аналитички концентрации на катјонот и анјонот, соодветно;

γ + и γ - се нивните коефициенти на активност.

(10.17)

Невозможно е да се одреди активноста на секој јон посебно, затоа, за електролити со едно полнење, се користат геометриски средни вредности на активностите.

и коефициенти на активност:

Debye-Hückel коефициентот на активност зависи барем од температурата, диелектричната константа на растворувачот (ε) и јонската јачина (I); вториот служи како мерка за интензитетот на електричното поле создадено од јоните во растворот.

За даден електролит, јонската јачина се изразува со равенката Дебај-Хукел:

Јонската јачина пак е еднаква на

каде што C е аналитичка концентрација;

z е полнење на катјонот или анјонот.

За единечно наполнет електролит, јонската јачина се совпаѓа со концентрацијата. Така, NaCl и Na 2 SO 4 во исти концентрации ќе имаат различна јонска јачина. Споредба на својствата на растворите на силни електролити може да се изврши само кога јонските јачини се исти; дури и малите нечистотии драматично ги менуваат својствата на електролитот.

Слика 10.5 - Зависност

1. ЕЛЕКТРОЛИТИ

1.1. Електролитичка дисоцијација. Степен на дисоцијација. Моќ на електролит

Според теоријата на електролитичка дисоцијација, солите, киселините и хидроксидите, кога се раствораат во вода, целосно или делумно се распаѓаат во независни честички - јони.

Процесот на распаѓање на молекулите на супстанцијата на јони под влијание на молекулите на поларните растворувачи се нарекува електролитичка дисоцијација. Супстанциите кои се дисоцираат во јони во растворите се нарекуваат електролити.Како резултат на тоа, решението стекнува способност да спроведува електрична струја, бидејќи во него се појавуваат мобилни носачи на електричен полнеж. Според оваа теорија, кога се раствораат во вода, електролитите се распаѓаат (дисоцираат) на позитивно и негативно наелектризирани јони. Се нарекуваат позитивно наелектризираните јони катјони; тие вклучуваат, на пример, водородни и метални јони. Негативно наелектризираните јони се нарекуваат анјони; Тие вклучуваат јони на киселински остатоци и јони на хидроксид.

За квантитативно карактеризирање на процесот на дисоцијација, беше воведен концептот на степенот на дисоцијација. Степенот на дисоцијација на електролит (α) е односот на бројот на неговите молекули распаднати во јони во даден раствор ( n ), до вкупниот број на неговите молекули во раствор ( N), или

α = .

Степенот на електролитичка дисоцијација обично се изразува или во фракции од единица или како процент.

Електролитите со степен на дисоцијација поголем од 0,3 (30%) обично се нарекуваат силни, со степен на дисоцијација од 0,03 (3%) до 0,3 (30%) - средни, помалку од 0,03 (3%) - слаби електролити. Значи, за раствор од 0,1 М CH3COOH α = 0,013 (или 1,3%). Затоа, оцетната киселина е слаб електролит. Степенот на дисоцијација покажува кој дел од растворените молекули на супстанцијата се распаднал на јони. Степенот на електролитичка дисоцијација на електролит во водени раствори зависи од природата на електролитот, неговата концентрација и температура.

По својата природа, електролитите можат да се поделат во две големи групи: силни и слаби. Силни електролитидисоцираат речиси целосно (α = 1).

Силните електролити вклучуваат:

1) киселини (H2SO4, HCl, HNO3, HBr, HI, HClO4, HMnO4);

2) бази – метални хидроксиди од првата група од главната подгрупа (алкали) – LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH , како и хидроксиди на земноалкалните метали - Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2;.

3) соли растворливи во вода (види табела за растворливост).

Слаби електролити се дисоцираат во јони во многу мала мера; во растворите се наоѓаат главно во недисоцирана состојба (во молекуларна форма). За слаби електролити, воспоставена е рамнотежа помеѓу недисоцирани молекули и јони.

Слабите електролити вклучуваат:

1) неоргански киселини ( H2CO3, H2S, HNO2, H2SO3, HCN, H3PO4, H2SiO3, HCNS, HClO итн.);

2) вода (H2O);

3) амониум хидроксид ( NH 4 OH);

4) повеќето органски киселини

(на пример, оцетна CH 3 COOH, мравја HCOOH);

5) нерастворливи и малку растворливи соли и хидроксиди на некои метали (види табела за растворливост).

Процес електролитичка дисоцијацијаприкажан со хемиски равенки. На пример, дисоцијација на хлороводородна киселина (HCл ) е напишано на следниов начин:

HCl → H + + Cl – .

Базите се дисоцираат и формираат метални катјони и јони на хидроксид. На пример, дисоцијацијата на КОХ

KOH → K + + OH – .

Полибазни киселини, како и бази на поливалентни метали, се дисоцираат постепено. На пример,

H 2 CO 3 H + + HCO 3 – ,

HCO 3 – H + + CO 3 2– .

Првата рамнотежа - дисоцијација според првиот чекор - се карактеризира со константа

.

За дисоцијација во втората фаза:

.

Во случај на јаглеродна киселина, константите на дисоцијација ги имаат следните вредности: К I = 4,3× 10 -7, К II = 5,6 × 10–11. За постепено дисоцијација секогаш КЈас > К II > К III >... , бидејќи енергијата што мора да се потроши за да се одвои јон е минимална кога тој е одвоен од неутрална молекула.

Просечните (нормални) соли, растворливи во вода, се дисоцираат за да формираат позитивно наелектризирани метални јони и негативно наелектризирани јони од киселинскиот остаток

Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 –

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–.

Киселините соли (хидросали) се електролити кои содржат водород во анјонот, кој може да се раздели во форма на водородниот јон H +. Киселините соли се сметаат како производ добиен од полибазни киселини во кои не сите атоми на водород се заменети со метал. Дисоцијацијата на киселинските соли се јавува во фази, на пример:

KHCO 3 → K + + HCO 3 - (прва фаза)