Måling av graden av dissosiasjon av forskjellige elektrolytter viste at individuelle elektrolytter ved samme normale konsentrasjon av løsninger dissosieres til ioner svært forskjellig.

Forskjellen i grad av dissosiasjon av syrer er spesielt stor. For eksempel salpetersyre og saltsyre i 0,1 N. løsninger nesten fullstendig desintegreres til ioner; karbonsyre, blåsyre og andre syrer dissosieres under de samme forholdene bare i liten grad.

Av de vannløselige basene (alkalier) er ammoniumoksidhydrat svakt dissosierbart; andre alkalier dissosieres godt. Alle salter, med noen få unntak, dissosieres også godt til ioner.

Forskjellen i graden av dissosiasjon av individuelle syrer bestemmes av arten av valensbindingen mellom atomene som danner molekylene deres. Jo mer polar bindingen mellom hydrogenet og resten av molekylet, jo lettere er det å spalte av, jo mer vil syren dissosiere.

Elektrolytter som dissosierer godt til ioner kalles sterke elektrolytter, i motsetning til svake elektrolytter, danner bare et lite antall ioner i vandige løsninger. Løsninger av sterke elektrolytter beholder høy elektrisk ledningsevne selv ved svært høye konsentrasjoner. Tvert imot avtar den elektriske ledningsevnen til løsninger av svake elektrolytter raskt med økende konsentrasjon. Sterke elektrolytter inkluderer syrer som saltsyre, salpetersyre, svovelsyre og noen andre, deretter alkalier (unntatt NH 4 OH) og nesten alle salter.

Polyonsyrer og polysyrebaser dissosieres trinnvis. For eksempel dissosierer svovelsyremolekyler først i henhold til ligningen

H 2 SO 4 ⇄ H + HSO 4 '

eller mer presist:

H 2 SO 4 + H 2 O ⇄ H 3 O + HSO 4 '

Abstraksjon av det andre hydrogenionet i henhold til ligningen

HSO 4 ' ⇄ H + SO 4 »

eller

HSO 4 ' + H 2 O ⇄ H 3 O + SO 4 "

er allerede mye vanskeligere, siden det må overvinne tiltrekningen fra det dobbeltladede SO 4-ionet, som selvfølgelig tiltrekker hydrogenionet sterkere enn det enkeltladede HSO 4-ionet. Derfor oppstår den andre fasen av dissosiasjon eller, som de sier, sekundær dissosiasjon i en mye mindregrad enn primære, og vanlige løsninger av svovelsyre inneholder bare et lite antall SO 4 ioner "

Fosforsyre H 3 PO 4 dissosieres i tre trinn:

H 3 PO 4 ⇄ H + H 2 PO 4 '

H2PO4⇄H + HPO 4"

HPO 4 » ⇄ H + PO 4 »'

H 3 PO 4 molekyler dissosieres sterkt til H og H 2 PO 4 ' ioner. H 2 PO 4 ' ioner oppfører seg som en svakere syre og dissosieres til H og HPO 4 ' i mindre grad. HPO 4-ionene dissosieres som en veldig svak syre og produserer nesten ingen H-ioner

og P.O. 4 "'

Baser som inneholder mer enn én hydroksylgruppe i molekylet dissosieres også trinnvis. For eksempel:

Ba(OH) 2 ⇄ BaOH + OH’

VaON ⇄ Ba + OH'

Når det gjelder salter, dissosierer normale salter alltid til metallioner og sure rester. For eksempel:

CaCl 2 ⇄ Ca + 2Cl’ Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + SO 4 "

Syresalter, som flerbasiske syrer, dissosieres trinnvis. For eksempel:

NaHCO 3 ⇄ Na + HCO 3 '

HCO 3 ' ⇄ H + CO 3 »

Imidlertid er det andre trinnet veldig lite, slik at den sure saltløsningen inneholder bare et lite antall hydrogenioner.

Basiske salter dissosieres til basiske og sure ioner. For eksempel:

Fe(OH)Cl 2 ⇄ FeOH + 2Сl"

Nesten ingen sekundær dissosiasjon av basiske restioner til metall- og hydroksylioner forekommer.

I tabellen 11 viser de numeriske verdiene for graden av dissosiasjon av noen syrer, baser og salter i 0 , 1 n. løsninger.

Den avtar med økende konsentrasjon. Derfor, i svært konsentrerte løsninger, er selv sterke syrer relativt svakt dissosierte. Til

Tabell 11

Syrer, baser og salter i 0,1 N.løsninger ved 18°

Elektrolytt	Formel	Grad av dissosiasjon i %
Syrer
Solyanaya	HCl	92
Hydrobrom	HBr	92
Hydrojodid	H.J.	. 92
Nitrogen	HNO3	92
Svovelholdig	H 2 SO 4	58
Svovelholdig	H 2 SO 3	34
Fosfor	H 3PO 4	27
Flussyre	HF	8,5
Eddik	CH3COOH	1,3
Ugolnaya	H 2 CO3	0,17
Hydrogensulfid	H2S	0,07
Sinilnaya	HCN	0,01
Bornaya	H 3 BO 3	0,01
Grunner
Bariumhydroksid	Ba(OH)2	92
Kaustisk kalium	lure	89
Natriumhydroksid	NaON	84
Ammonium hydroksid	NH4OH	1,3
Salter
Klorid	KCl	86
Ammoniumklorid	NH4Cl	85
Klorid	NaCl	84
Nitrat	KNO 3	83
	AgNO3	81
Eddiksyre	NaCH3COO	79
Klorid	ZnCl2	73
Sulfat	Na 2 SO 4	69
Sulfat	ZnSO4	40
Sulfat

Elektrolyttdissosiasjon er kvantitativt preget av graden av dissosiasjon. Dissosiasjonsgrad a–dette er forholdet mellom antall molekyler dissosiert til ioner N diss.,Til totalt antall molekyler av oppløst elektrolytt N :

en =

en– brøkdelen av elektrolyttmolekyler som har brutt opp til ioner.

Graden av elektrolyttdissosiasjon avhenger av mange faktorer: elektrolyttens natur, løsningsmidlets natur, konsentrasjonen av løsningen og temperatur.

Basert på deres evne til å dissosiere, er elektrolytter konvensjonelt delt inn i sterke og svake. Elektrolytter som eksisterer i løsning bare i form av ioner kalles vanligvis sterk . Elektrolytter, som i oppløst tilstand dels er i form av molekyler og dels i form av ioner, kalles svak .

Sterke elektrolytter inkluderer nesten alle salter, noen syrer: H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HI, HClO 4, hydroksyder av alkali- og jordalkalimetaller (se vedlegg, tabell 6).

Prosessen med dissosiasjon av sterke elektrolytter fortsetter å fullføres:

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

og likhetstegn er plassert i dissosiasjonsligningene.

I forhold til sterke elektrolytter er begrepet "grad av dissosiasjon". betinget karakter. « Tilsynelatende grad av dissosiasjon (a hver) under den sanne (se vedlegg, tabell 6). Med økende konsentrasjon av en sterk elektrolytt i en løsning, øker interaksjonen av motsatt ladede ioner. Når de er tilstrekkelig nær hverandre, danner de medarbeidere. Ionene i dem er atskilt av lag med polare vannmolekyler som omgir hvert ion. Dette påvirker reduksjonen i den elektriske ledningsevnen til løsningen, dvs. effekten av ufullstendig dissosiasjon skapes.

For å ta hensyn til denne effekten ble det innført en aktivitetskoeffisient g, som avtar med økende konsentrasjon av løsningen, varierende fra 0 til 1. For å kvantitativt beskrive egenskapene til løsninger av sterke elektrolytter, en mengde som kalles aktivitet (en).

Aktiviteten til et ion forstås som dets effektive konsentrasjon, ifølge hvilken det virker i kjemiske reaksjoner.

Ioneaktivitet ( en) er lik dens molare konsentrasjon ( MED), multiplisert med aktivitetskoeffisienten (g):

EN = g MED.

Å bruke aktivitet i stedet for konsentrasjon gjør at man kan anvende lovene som er etablert for ideelle løsninger på løsninger.

Svake elektrolytter inkluderer noen mineralsyrer (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, H 3 PO 4) og de fleste organiske syrer (CH 3 COOH, H 2 C 2 O 4, etc.) , ammoniumhydroksid NH 4 OH og alle baser som er lett løselige i vann, organiske aminer.

Dissosiasjonen av svake elektrolytter er reversibel. I løsninger av svake elektrolytter etableres en likevekt mellom ioner og udissosierte molekyler. I de tilsvarende dissosiasjonsligningene er reversibilitetstegnet (“”) plassert. For eksempel den svake dissosiasjonsligningen eddiksyre er skrevet slik:

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .

I en løsning av en svak binær elektrolytt ( CA) følgende likevekt er etablert, karakterisert ved en likevektskonstant kalt dissosiasjonskonstanten TIL d:

KA « K + + A - ,

.

Hvis 1 liter løsning er oppløst MED mol elektrolytt CA og graden av dissosiasjon er a, som betyr dissosiert aС mol elektrolytt og hvert ion ble dannet aС føflekker. I den udissosierte tilstanden gjenstår ( MED – aС) føflekker CA.

KA « K + + A - .

C – aС aС aС

Da vil dissosiasjonskonstanten være lik:

(6.1)

Siden dissosiasjonskonstanten ikke er avhengig av konsentrasjon, uttrykker den avledede relasjonen avhengigheten av dissosiasjonsgraden til en svak binær elektrolytt av dens konsentrasjon. Fra ligning (6.1) er det klart at en reduksjon i konsentrasjonen av en svak elektrolytt i en løsning fører til en økning i graden av dens dissosiasjon. Ligning (6.1) uttrykker Ostwalds utvanningslov .

For svært svake elektrolytter (kl en<<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:

TIL d en 2 C, eller en" (6.2)

Dissosiasjonskonstanten for hver elektrolytt er konstant ved en gitt temperatur, den er ikke avhengig av konsentrasjonen av løsningen og karakteriserer elektrolyttens evne til å desintegreres til ioner. Jo høyere Kd, jo mer dissosierer elektrolytten til ioner. Dissosiasjonskonstantene til svake elektrolytter er tabellert (se vedlegg, tabell 3).

Svake elektrolytter

Svake elektrolytter- stoffer som delvis dissosieres til ioner. Løsninger av svake elektrolytter inneholder udissosierte molekyler sammen med ioner. Svake elektrolytter kan ikke produsere en høy konsentrasjon av ioner i løsning. Svake elektrolytter inkluderer:

1) nesten alle organiske syrer (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH, etc.);

2) noen uorganiske syrer (H 2 CO 3, H 2 S, etc.);

3) nesten alle salter, baser og ammoniumhydroksid Ca 3 (PO 4) 2 som er lett løselig i vann; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH40H;

De leder strøm dårlig (eller nesten ikke i det hele tatt).

Konsentrasjonene av ioner i løsninger av svake elektrolytter er kvalitativt preget av graden og dissosiasjonskonstanten.

Graden av dissosiasjon uttrykkes i brøkdeler av en enhet eller i prosent (a = 0,3 er den konvensjonelle grensen for deling i sterke og svake elektrolytter).

Graden av dissosiasjon avhenger av konsentrasjonen av den svake elektrolyttløsningen. Ved fortynning med vann øker alltid dissosiasjonsgraden, fordi antall løsemiddelmolekyler (H 2 O) per oppløst molekyl øker. I følge Le Chateliers prinsipp bør likevekten for elektrolytisk dissosiasjon i dette tilfellet skifte i retning av dannelsen av produkter, dvs. hydratiserte ioner.

Graden av elektrolytisk dissosiasjon avhenger av temperaturen på løsningen. Vanligvis, når temperaturen øker, øker graden av dissosiasjon, fordi bindinger i molekyler aktiveres, de blir mer mobile og er lettere å ionisere. Konsentrasjonen av ioner i en svak elektrolyttløsning kan beregnes ved å vite graden av dissosiasjon en og initialkonsentrasjon av stoffet c i løsning.

HAN = H + + An - .

Likevektskonstanten K p for denne reaksjonen er dissosiasjonskonstanten K d:

K d = . / . (10.11)

Hvis vi uttrykker likevektskonsentrasjonene i form av konsentrasjonen av den svake elektrolytten C og dens grad av dissosiasjon α, får vi:

Kd = C. a. S. a/S. (1-a) = C. a2/1-a. (10.12)

Dette forholdet kalles Ostwalds utvanningslov. For svært svake elektrolytter ved α<<1 это уравнение упрощается:

Kd = C. α 2. (10.13)

Dette lar oss konkludere med at med uendelig fortynning tenderer graden av dissosiasjon α til enhet.

Protolytisk likevekt i vann:

,

,

Ved konstant temperatur i fortynnede løsninger er konsentrasjonen av vann i vann konstant og lik 55,5, ( )

, (10.15)

hvor K in er det ioniske produktet av vann.

Så =10 -7. I praksis, på grunn av bekvemmeligheten av måling og registrering, er verdien som brukes hydrogenindeksen, (kriteriet) for styrken til en syre eller base. på samme måte .

Fra ligning (11.15): . Ved pH=7 – løsningsreaksjonen er nøytral, ved pH<7 – кислая, а при pH>7 – alkalisk.

Under normale forhold (0°C):

, Deretter

Figur 10.4 - pH av ulike stoffer og systemer

10.7 Sterke elektrolyttløsninger

Sterke elektrolytter er stoffer som, når de er oppløst i vann, nesten fullstendig desintegrerer til ioner. Som regel omfatter sterke elektrolytter stoffer med ioniske eller sterkt polare bindinger: alle lettløselige salter, sterke syrer (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) og sterke baser (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2).

I en sterk elektrolyttløsning finnes det oppløste stoffet primært i form av ioner (kationer og anioner); udissosierte molekyler er praktisk talt fraværende.

Den grunnleggende forskjellen mellom sterke elektrolytter og svake er at dissosiasjonslikevekten til sterke elektrolytter er fullstendig forskjøvet til høyre:

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

og derfor viser likevekt (dissosiasjons-) konstanten seg å være en usikker størrelse. Nedgangen i elektrisk ledningsevne med økende konsentrasjon av en sterk elektrolytt skyldes den elektrostatiske interaksjonen av ioner.

Den nederlandske vitenskapsmannen Petrus Josephus Wilhelmus Debye og den tyske vitenskapsmannen Erich Hückel, etter å ha foreslått en modell som dannet grunnlaget for teorien om sterke elektrolytter, postulerte:

1) elektrolytten dissosieres fullstendig, men i relativt fortynnede løsninger (C M = 0,01 mol. l -1);

2) hvert ion er omgitt av et skall av ioner med motsatt fortegn. I sin tur er hver av disse ionene solvatisert. Dette miljøet kalles en ionisk atmosfære. Under den elektrolytiske interaksjonen av ioner med motsatte fortegn, er det nødvendig å ta hensyn til påvirkningen av den ioniske atmosfæren. Når en kation beveger seg i et elektrostatisk felt, deformeres den ioniske atmosfæren; det tykner foran ham og tynnes ut bak ham. Denne asymmetrien til den ioniske atmosfæren har en mer hemmende effekt på kationets bevegelse, jo høyere konsentrasjon av elektrolytter og jo større ladning av ionene. I disse systemene blir begrepet konsentrasjon tvetydig og må erstattes av aktivitet. For en binær enkeltladingselektrolytt KatAn = Kat + + An - er aktivitetene til kation (a +) og anion (a -) henholdsvis like

a + = γ + . C + , a - = y - . C - , (10,16)

hvor C+ og C- er de analytiske konsentrasjonene av henholdsvis kationet og anionet;

γ + og γ - er deres aktivitetskoeffisienter.

(10.17)

Det er umulig å bestemme aktiviteten til hvert ion separat; derfor brukes geometriske middelverdier for aktivitetene for enkeltladde elektrolytter.

og aktivitetskoeffisienter.

Som er i dynamisk likevekt med udissosierte molekyler. Svake elektrolytter inkluderer de fleste organiske syrer og mange organiske baser i vandige og ikke-vandige løsninger.

Svake elektrolytter er:

• nesten alle organiske syrer og vann;
• noen uorganiske syrer: HF, HClO, HClO 2, HNO 2, HCN, H 2 S, HBrO, H 3 PO 4, H 2 CO 3, H 2 SiO 3, H 2 SO 3, etc.;
• noen dårlig løselige metallhydroksider: Fe(OH)3, Zn(OH)2, etc.; samt ammoniumhydroksid NH 4 OH.

Litteratur

• M. I. Ravich-Sherbo. V. V. Novikov "Fysisk og kolloidal kjemi" M: Higher School, 1975

Wikimedia Foundation. 2010.

Se hva "Svake elektrolytter" er i andre ordbøker:

svake elektrolytter- - elektrolytter som lett dissosieres til ioner i vandige løsninger. Prosessen med dissosiasjon av svake elektrolytter er reversibel og adlyder massehandlingsloven. Generell kjemi: lærebok / A. V. Zholnin ... Kjemiske termer

Stoffer med ionisk ledningsevne; De kalles ledere av den andre typen; strømmen av strøm gjennom dem er ledsaget av overføring av materie. Elektrolytter inkluderer smeltede salter, oksider eller hydroksider, så vel som (som forekommer betydelig... ... Colliers leksikon

I vid forstand, flytende eller faste systemer der ioner er tilstede i en merkbar konsentrasjon, noe som forårsaker passasje av elektrisitet gjennom dem. strøm (ionisk ledningsevne); i snever forstand, in va, som desintegrerer i p re til ioner. Ved oppløsning av E...... Fysisk leksikon

Elektrolytter- flytende eller faste stoffer hvor det, som et resultat av elektrolytisk dissosiasjon, dannes ioner i en merkbar konsentrasjon, som forårsaker passasje av elektrisk likestrøm. Elektrolytter i løsninger... ... Encyclopedic Dictionary of Metallurgy

In va, der ioner er tilstede i merkbare konsentrasjoner, noe som forårsaker passasje av elektrisitet. strøm (ionisk ledningsevne). E. også kalt. dirigenter av den andre typen. I den snevre betydningen av ordet, E. in va, molekyler som er i pre på grunn av elektrolytisk ... ... Kjemisk leksikon

- (fra Electro... og gresk lytos dekomponert, løselig) flytende eller faste stoffer og systemer der ioner er tilstede i en merkbar konsentrasjon, som forårsaker passasje av elektrisk strøm. I snever forstand, E... ... Stor sovjetisk leksikon

Dette begrepet har andre betydninger, se Dissosiasjon . Elektrolytisk dissosiasjon er prosessen med nedbrytning av en elektrolytt til ioner når den oppløses eller smelter. Innhold 1 Dissosiasjon i løsninger 2 ... Wikipedia

En elektrolytt er et stoff hvis smelte eller løsning leder elektrisk strøm på grunn av dissosiasjon til ioner, men selve stoffet leder ikke elektrisk strøm. Eksempler på elektrolytter er løsninger av syrer, salter og baser... ... Wikipedia

Elektrolytt er et kjemisk begrep som betegner et stoff hvis smelte eller løsning leder elektrisk strøm på grunn av dissosiasjon til ioner. Eksempler på elektrolytter inkluderer syrer, salter og baser. Elektrolytter er ledere av den andre typen, ... ... Wikipedia

Elektrolytter er stoffer, legeringer av stoffer eller løsninger som har evnen til å elektrolytisk lede galvanisk strøm. Du kan bestemme hvilke elektrolytter et stoff tilhører ved å bruke teorien om elektrolytisk dissosiasjon.

Bruksanvisning

• Essensen av denne teorien er at når de smeltes (oppløses i vann), blir nesten alle elektrolytter dekomponert til ioner, som er både positivt og negativt ladet (som kalles elektrolytisk dissosiasjon). Under påvirkning av elektrisk strøm beveger negative (anioner, "-") seg mot anoden (+), og positivt ladede (kationer, "+") beveger seg mot katoden (-). Elektrolytisk dissosiasjon er en reversibel prosess (den omvendte prosessen kalles "molarisering").
• Graden av (a) elektrolytisk dissosiasjon avhenger av selve elektrolyttens natur, løsningsmidlet og deres konsentrasjon. Dette er forholdet mellom antall molekyler (n) som brøt opp til ioner og det totale antallet molekyler introdusert i løsningen (N). Du får: a = n / N
• Dermed er sterke elektrolytter stoffer som går fullstendig i oppløsning til ioner når de løses opp i vann. Sterke elektrolytter inkluderer som regel stoffer med svært polare eller ioniske bindinger: dette er salter som er svært løselige, sterke syrer (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), samt sterke baser (KOH, NaOH, RbOH, Ba (OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). I en sterk elektrolytt er stoffet oppløst i den for det meste i form av ioner (anioner og kationer); Det er praktisk talt ingen molekyler som er udissosiert.
• Svake elektrolytter er stoffer som bare delvis dissosieres til ioner. Svake elektrolytter, sammen med ioner i løsning, inneholder udissosierte molekyler. Svake elektrolytter produserer ikke en sterk konsentrasjon av ioner i løsning. Svake elektrolytter inkluderer:
  - organiske syrer (nesten alle) (C2H5COOH, CH3COOH, etc.);
  - noen av de uorganiske syrene (H2S, H2CO3, etc.);
  - nesten alle salter som er lett løselige i vann, ammoniumhydroksid, samt alle baser (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
  - vann.De leder praktisk talt ikke elektrisk strøm, eller leder, men dårlig.