Կան ուժեղ և թույլ էլեկտրոլիտներ: Լուծույթներում ուժեղ էլեկտրոլիտները գործնականում ամբողջությամբ տարանջատված են: Էլեկտրոլիտների այս խումբը ներառում է աղերի մեծ մասը, ալկալիները և ուժեղ թթուներ... Թույլ էլեկտրոլիտները ներառում են թույլ թթուներ և թույլ հիմքեր և որոշ աղեր՝ սնդիկի (II) քլորիդ, սնդիկի (II) ցիանիդ, երկաթի (III) թիոցիանատ, կադմիումի յոդիդ։ Բարձր կոնցենտրացիաներում ուժեղ էլեկտրոլիտների լուծույթները ունեն զգալի էլեկտրական հաղորդունակություն, և այն աննշանորեն ավելանում է լուծույթների նոսրացման հետ:

Լուծումներ թույլ էլեկտրոլիտներբարձր կոնցենտրացիաների դեպքում դրանք տարբերվում են աննշան էլեկտրական հաղորդունակությամբ, ինչը մեծապես մեծանում է լուծույթների նոսրացման հետ:

Երբ նյութը լուծվում է որևէ լուծիչում, առաջանում են պարզ (չլուծված) իոններ, լուծված նյութի չեզոք մոլեկուլներ, լուծված (ջրային լուծույթներում հիդրացված) իոններ (օրինակ և այլն), իոնային զույգեր (կամ իոնային երկվորյակներ), որոնք էլեկտրաստատիկ են։ Հակառակ լիցքավորված իոնների հարակից խմբեր (օրինակ՝), որոնց առաջացումը դիտվում է էլեկտրոլիտների, բարդ իոնների (օրինակ՝), լուծված մոլեկուլների և այլնի ոչ ջրային լուծույթների ճնշող քանակում։

Ուժեղ էլեկտրոլիտների ջրային լուծույթներում գոյություն ունեն միայն պարզ կամ լուծված կատիոններ և անիոններ։ Նրանց լուծույթներում լուծված նյութերի մոլեկուլներ չկան։ Հետևաբար, սխալ է ենթադրել մոլեկուլների առկայությունը կամ երկարաժամկետ կապերի առկայությունը կամ և ներսում ջրային լուծույթնատրիումի քլորիդ.

Թույլ էլեկտրոլիտների ջրային լուծույթներում լուծված նյութը կարող է գոյություն ունենալ պարզ և լուծված (-հիդրացված) իոնների և չտարանջատված մոլեկուլների տեսքով:

Ոչ ջրային լուծույթներում որոշ ուժեղ էլեկտրոլիտներ (օրինակ) ամբողջությամբ չեն տարանջատվում նույնիսկ չափավոր բարձր կոնցենտրացիաների դեպքում: Օրգանական լուծիչների մեծ մասում նկատվում է հակառակ լիցքավորված իոնների իոնային զույգերի առաջացում (ավելի մանրամասն տե՛ս գիրք 2):

Որոշ դեպքերում դա անհնար է իրականացնել սուր սահմանուժեղ և թույլ էլեկտրոլիտների միջև:

Միջիոնական ուժեր. Յուրաքանչյուր ազատ շարժվող իոնի շուրջ միջիոնային ուժերի գործողության ներքո հակառակ նշանով լիցքավորված այլ իոններ խմբավորվում են, դասավորվում սիմետրիկ՝ ձևավորելով այսպես կոչված իոնային մթնոլորտ կամ իոնային ամպ, որը դանդաղեցնում է իոնի շարժումը լուծում.

Օրինակ՝ լուծույթում քլորի իոնները խմբավորված են շարժվող կալիումի իոնների շուրջ, իսկ շարժվող քլորի իոնների մոտ առաջանում է կալիումի իոնների մթնոլորտ։

Իոնները, որոնց շարժունակությունը թուլանում է միջիոնային ընդլայնման ուժերով, լուծույթներում ցուցադրում են քիմիական ակտիվության նվազում։ Սա ուժեղ էլեկտրոլիտների վարքագծի շեղումներ է առաջացնում զանգվածային գործողության օրենքի դասական ձևից:

Տվյալ էլեկտրոլիտի լուծույթում առկա օտար իոնները նույնպես ուժեղ ազդեցություն ունեն նրա իոնների շարժունակության վրա։ Որքան բարձր է կոնցենտրացիան, այնքան ավելի նշանակալի է միջիոնային փոխազդեցությունը և այնքան ուժեղ են օտար իոնները, որոնք ազդում են իոնների շարժունակության վրա:

Թույլ թթուներում և հիմքերում ջրածնի կամ հիդրօքսիլային կապը նրանց մոլեկուլներում հիմնականում կովալենտ է, քան իոնային; հետևաբար, թույլ էլեկտրոլիտները լուծելիս լուծիչներում, որոնք տարբերվում են դիէլեկտրական հաստատուն, մեծ մասընրանց մոլեկուլները չեն քայքայվում իոնների։

Ուժեղ էլեկտրոլիտների լուծույթները տարբերվում են թույլ էլեկտրոլիտների լուծույթներից նրանով, որ դրանք չեն պարունակում չտարանջատված մոլեկուլներ։ Դա հաստատում են ժամանակակից ֆիզիկական և ֆիզիկաքիմիական հետազոտությունները։ Օրինակ, ռենտգենյան ճառագայթների նման ուժեղ էլեկտրոլիտների բյուրեղների ուսումնասիրությունը հաստատում է այն փաստը, որ բյուրեղյա վանդակաճաղերաղերը կառուցված են իոններից։

Բարձր դիէլեկտրական հաստատուն ունեցող լուծիչում լուծվելիս իոնների շուրջ առաջանում են սոլվացիա (ջրում հիդրացիա) թաղանթներ՝ թույլ չտալով նրանց միավորվել մոլեկուլների մեջ։ Այսպիսով, քանի որ ուժեղ էլեկտրոլիտները, նույնիսկ բյուրեղային վիճակում, չեն պարունակում մոլեկուլներ, նրանք առավել ևս չեն պարունակում մոլեկուլներ լուծույթներում։

Այնուամենայնիվ, փորձնականորեն պարզվել է, որ ուժեղ էլեկտրոլիտների ջրային լուծույթների էլեկտրական հաղորդունակությունը համարժեք չէ էլեկտրական հաղորդունակությանը, որը ակնկալվում է լուծված էլեկտրոլիտի մոլեկուլների իոնների տարանջատման ժամանակ:

Արրենիուսի առաջարկած էլեկտրոլիտիկ դիսոցացիայի տեսության օգնությամբ պարզվեց, որ անհնար է բացատրել այս և մի շարք այլ փաստեր։ Դրանք բացատրելու համար առաջ են քաշվել նոր գիտական ​​դիրքորոշումներ։

Ուժեղ էլեկտրոլիտների հատկությունների ընթացիկ անհամապատասխանությունը դասական ձևԶանգվածների գործողության օրենքը կարելի է բացատրել Դեբիի և Հյուկելի կողմից առաջարկված ուժեղ էլեկտրոլիտների տեսության միջոցով։ Այս տեսության հիմնական գաղափարն այն է, որ ուժեղ էլեկտրոլիտների իոնների միջև լուծույթներում առաջանում են փոխադարձ ներգրավման ուժեր: Այս միջիոնային ուժերը ստիպում են ուժեղ էլեկտրոլիտների վարքագծին շեղել իդեալական լուծումների օրենքներից։ Այս փոխազդեցությունների առկայությունը առաջացնում է կատիոնների և անիոնների փոխադարձ արգելակում։

Նոսրացման ազդեցությունը միջիոնային ձգողության վրա: Միջիոնային ներգրավումը իրական լուծույթների վարքագծի շեղումներ է առաջացնում այնպես, ինչպես իրական գազերում միջմոլեկուլային ներգրավումը հանգեցնում է նրանց վարքագծի շեղումների իդեալական գազերի օրենքներից: Որքան բարձր է լուծույթի կոնցենտրացիան, այնքան ավելի խիտ է իոնային մթնոլորտը և ցածր է իոնների շարժունակությունը, հետևաբար՝ էլեկտրոլիտների էլեկտրական հաղորդունակությունը։

Ճիշտ այնպես, ինչպես իրական գազի հատկությունները ցածր ճնշումներմոտենալ իդեալական գազի հատկություններին, իսկ ուժեղ էլեկտրոլիտների լուծույթների հատկությունները բարձր նոսրացման դեպքում մոտենում են իդեալական լուծույթների հատկություններին:

Այլ կերպ ասած, նոսր լուծույթներում իոնների միջև հեռավորությունն այնքան մեծ է, որ իոնների փոխադարձ ձգողականությունը կամ վանումը չափազանց փոքր է և գործնականում անհետանում է:

Այսպիսով, ուժեղ էլեկտրոլիտների էլեկտրական հաղորդունակության նկատվող աճը դրանց լուծույթների նոսրացման ժամանակ բացատրվում է ձգողականության և վանման միջիոնային ուժերի թուլացմամբ, որն առաջացնում է իոնների շարժման արագության բարձրացում։

Որքան քիչ տարանջատված է էլեկտրոլիտը և որքան նոսրացված է լուծույթը, այնքան քիչ է միջիոնայինը էլեկտրական ազդեցությունև որքան քիչ շեղումներ են դիտվում զանգվածի գործողության օրենքից, և, ընդհակառակը, որքան մեծ է լուծույթի կոնցենտրացիան, այնքան մեծ է միջիոնային էլեկտրական ազդեցությունը և այնքան շատ շեղումներ են դիտվում զանգվածի գործողության օրենքից։

Վերոնշյալ պատճառներով զանգվածի գործողության օրենքը իր դասական ձևով չի կարող կիրառվել ուժեղ էլեկտրոլիտների ջրային լուծույթների, ինչպես նաև թույլ էլեկտրոլիտների խտացված ջրային լուծույթների նկատմամբ։

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

§ 6.3. Ուժեղ և թույլ էլեկտրոլիտներ

Այս բաժնի նյութը ձեզ մասամբ ծանոթ է նախկինում ուսումնասիրված դպրոցական քիմիայի դասընթացներից և նախորդ բաժնից: Համառոտ կրկնենք ձեր իմացածը և ծանոթանանք նոր նյութին։

Նախորդ բաժնում մենք քննարկեցինք որոշ աղերի և օրգանական նյութերի վարքագիծը ջրային լուծույթներում, որոնք ջրային լուծույթում ամբողջությամբ քայքայվում են իոնների:
Կան մի շարք պարզ, բայց անհերքելի ապացույցներ, որ որոշ նյութեր ջրային լուծույթներում տրոհվում են մասնիկների: Այսպիսով, ծծմբային H 2 SO 4, ազոտային HNO 3, քլորի HClO 4, աղած (հիդրոքլորային) HCl, քացախային CH 3 COOH և այլ թթուների ջրային լուծույթները թթու համ ունեն։ Թթվային բանաձևերում ընդհանուր մասնիկը ջրածնի ատոմն է, և կարելի է ենթադրել, որ այն (իոնի տեսքով) այս բոլոր այդքան տարբեր նյութերի նույն համի պատճառն է։
Ջրային լուծույթում տարանջատման ժամանակ առաջացած ջրածնի իոնները լուծույթին թթու համ են հաղորդում, այդ իսկ պատճառով նման նյութերը կոչվում են թթուներ։ Բնության մեջ միայն ջրածնի իոնների թթու համը: Ջրային լուծույթում ստեղծում են այսպես կոչված թթվային (թթվային) միջավայր։

Հիշեք, երբ ասում եք «քլորաջրածին», նկատի ունեք այս նյութի գազային և բյուրեղային վիճակը, բայց ջրային լուծույթի համար պետք է ասել «քլորաջրածնի լուծույթ», «աղաթթու» կամ օգտագործել «աղաթթու» ընդհանուր անվանումը, չնայած. նյութի բաղադրությունը ցանկացած վիճակում է՝ արտահայտված նույն բանաձևով՝ HCl:

Լիթիումի հիդրօքսիդների (LiOH), նատրիումի (NaOH), կալիումի (KOH), բարիումի (Ba (OH) 2), կալցիումի (Ca (OH) 2) և այլ մետաղների ջրային լուծույթներն ունեն նույն տհաճ դառը օճառի համն ու պատճառները. ձեռքերի մաշկը սայթաքելու զգացումով. Ըստ երևույթին, այս հատկության համար պատասխանատու են OH - հիդրօքսիդ իոնները, որոնք նման միացությունների մաս են կազմում:
Հիդրոքլորիդային HCl, հիդրոբրոմի HBr և հիդրոիոդիկ HI թթուները նույն կերպ են արձագանքում ցինկի հետ, չնայած դրանց տարբեր բաղադրությանը, քանի որ իրականում դա թթու չէ, որը արձագանքում է ցինկի հետ.

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H2,

և ջրածնի իոններ.

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

և առաջանում են ջրածնի գազ և ցինկի իոններ։
Որոշ աղի լուծույթների, օրինակ՝ կալիումի քլորիդի KCl-ի և նատրիումի նիտրատի NaNO 3-ի խառնումը չի ուղեկցվում նկատելի ջերմային ազդեցությամբ, չնայած լուծույթի գոլորշիացումից հետո ձևավորվում է չորս նյութերի բյուրեղների խառնուրդ՝ բնօրինակը՝ կալիումի քլորիդ և նատրիում։ նիտրատ - և նորերը - կալիումի նիտրատ KNO 3 և նատրիումի քլորիդ NaCl ... Կարելի է ենթադրել, որ լուծույթում երկու սկզբնական աղեր ամբողջությամբ քայքայվում են իոնների, որոնք գոլորշիանալիս կազմում են չորս. բյուրեղային նյութեր:

Համեմատելով այս տեղեկատվությունը ջրի էլեկտրական հաղորդունակության հետ թթվային լուծույթներ, հիդրօքսիդներ և աղեր և մի շարք այլ դրույթներով, S.A. Arrhenius-ը 1887 թվականին առաջ քաշեց էլեկտրոլիտիկ տարանջատման վարկածը, ըստ որի թթուների, հիդրօքսիդների և աղերի մոլեկուլները, երբ լուծվում են ջրի մեջ, տարանջատվում են իոնների։
Էլեկտրոլիզի արտադրանքների ուսումնասիրությունը հնարավորություն է տալիս իոններին դրական կամ բացասական լիցքեր վերագրել։ Ակնհայտ է, որ եթե թթուն, օրինակ ազոտային HNO 3, տարանջատվում է, ասենք, երկու իոնների և կաթոդում ջրային լուծույթի էլեկտրոլիզի ժամանակ (բացասաբար լիցքավորված էլեկտրոդ) ջրածին է անջատվում, ապա, հետևաբար, կան դրական լիցքավորված ջրածնի իոններ H: + լուծույթում. Այնուհետև դիսոցման հավասարումը պետք է գրվի հետևյալ կերպ.

HNO 3 = H + +:

Էլեկտրոլիտիկ դիսոցացիա- միացության ամբողջական կամ մասնակի տարրալուծում, երբ այն ջրում լուծվում է իոնների՝ ջրի մոլեկուլի (կամ այլ լուծիչի) հետ փոխազդեցության արդյունքում։
Էլեկտրոլիտներ- թթուներ, հիմքեր կամ աղեր, որոնց ջրային լուծույթները կատարվում են էլեկտրաէներգիատարանջատման արդյունքում։
Այն նյութերը, որոնք ջրային լուծույթում չեն տարանջատվում իոնների և որոնց լուծույթները էլեկտրական հոսանք չեն անցկացնում, կոչվում են. ոչ էլեկտրոլիտներ.
Էլեկտրոլիտների դիսոցիացիան քանակապես բնութագրվում է տարանջատման աստիճանը- քայքայված իոնների «մոլեկուլների» (բանաձևի միավորների) քանակի հարաբերակցությունը. ընդհանուրըԼուծված նյութի «մոլեկուլները». Նշվում է տարանջատման աստիճանը Հունարեն նամակ... Օրինակ, եթե լուծված նյութի յուրաքանչյուր 100 «մոլեկուլից» 80-ը քայքայվում է իոնների, ապա լուծված նյութի տարանջատման աստիճանը կազմում է՝ = 80/100 = 0,8 կամ 80%։
Ըստ տարանջատման ունակության (կամ, ինչպես ասում են, «ուժի») էլեկտրոլիտները բաժանվում են. ուժեղ, միջինև թույլ... Ըստ տարանջատման աստիճանի՝ ուժեղ էլեկտրոլիտները ներառում են այն էլեկտրոլիտները, որոնց լուծույթների համար ավելի քան 30%, մինչև թույլ.< 3%, к средним – 3% 30%. Сила электролита – величина, зависящая от концентрации вещества, температуры, природы растворителя и др.
Ջրային լուծույթների դեպքում՝ դեպի ուժեղ էլեկտրոլիտներ(> 30%) ներառում են միացությունների հետևյալ խմբերը.
1 ... Շատ անօրգանական թթուներ, ինչպիսիք են հիդրոքլորային HCl, ազոտական ​​HNO 3, ծծմբային H 2 SO 4 նոսր լուծույթներում: Ամենաուժեղ անօրգանական թթուն պերքլորային HClO 4-ն է։
Ոչ թթվածնային թթուների ուժը մեծանում է մի շարք նմանատիպ միացությունների մեջ, երբ իջնում ​​է թթու ձևավորող տարրերի ենթախումբը.

HCl - HBr - HI.

Հիդրոֆտորաթթուն HF-ն լուծում է ապակին, բայց դա ամենևին չի ցույց տալիս դրա ուժը: Անօքսիկ հալոգեն պարունակող այս թթուն դասակարգվում է որպես միջին հզորության թթու՝ պայմանավորված բարձր էներգիա H – F կապեր, հզոր ջրածնային կապերի շնորհիվ HF մոլեկուլների միավորվելու (ասոցիացիայի) ունակություն, F իոնների փոխազդեցությունը HF մոլեկուլների հետ (ջրածնային կապեր) իոնների և այլ ավելի բարդ մասնիկների առաջացմամբ։ Արդյունքում ջրածնի իոնների կոնցենտրացիան այս թթվի ջրային լուծույթում զգալիորեն նվազում է, հետևաբար, հիդրոֆտորաթթուն համարվում է միջին ուժի։
Ջրածնի ֆտորիդը փոխազդում է սիլիցիումի երկօքսիդի հետ, որը ապակու մի մասն է, համաձայն հավասարման.

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

Հիդրոֆտորաթթուն չի կարելի պահել ապակե տարաներում: Դրա համար օգտագործվում են կապարից, որոշ պլաստմասսայից և ապակուց պատրաստված անոթներ, որոնց պատերը ներսից պատված են պարաֆինի հաստ շերտով։ Եթե ​​ապակին «փորագրելու» համար օգտագործվում է գազային ջրածնի ֆտոր, ապա ապակու մակերեսը դառնում է բութ, որն օգտագործվում է ապակու վրա մակագրություններ և տարբեր գծագրեր քսելու համար։ Ապակու «փորագրումը» ֆտորաթթվի ջրային լուծույթով հանգեցնում է ապակու մակերեսի կոռոզիայի, որը մնում է թափանցիկ։ Սովորաբար վաճառվում է հիդրոֆտորաթթվի 40% լուծույթ:

Նույն տեսակի թթվածնային թթուների ուժը փոխվում է հակառակ ուղղությամբ, օրինակ, յոդաթթուն HIO 4 ավելի թույլ է, քան պերքլորաթթուն HClO 4:
Եթե ​​տարրը ձևավորում է մի քանի թթվածնային թթուներ, ապա ամենամեծ ուժն ունի թթուն, որում ամենաբարձր վալենտությունն ունի թթու ձևավորող տարրը։ Այսպիսով, HClO (հիպոքլորային) - HClO 2 (քլորիդ) - HClO 3 (քլոր) - HClO 4 (քլոր) թթուների շարքում վերջինս ամենաուժեղն է։

Մեկ ծավալ ջուրը լուծում է մոտ երկու ծավալ քլոր: Քլորը (դրա մոտ կեսը) փոխազդում է ջրի հետ.

Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO:

Հիդրոքլորային թթուն ուժեղ է, նրա ջրային լուծույթում գործնականում HCl մոլեկուլներ չկան: Ավելի ճիշտ է ռեակցիայի հավասարումը գրել հետևյալ կերպ.

Cl 2 + H 2 O = H + + Cl - + HClO - 25 կՋ / մոլ:

Ստացված լուծույթը կոչվում է քլորաջուր։
Հիպոքլորային թթու- արագ գործող օքսիդացնող նյութ, հետևաբար այն օգտագործվում է գործվածքների սպիտակեցման համար:

2 ... I և II խմբերի հիմնական ենթախմբերի տարրերի հիդրօքսիդներ պարբերական համակարգ LiOH, NaOH, KOH, Ca (OH) 2 և այլն: Ենթախմբով իջնելիս տարրի մետաղական հատկությունների մեծացման հետ մեկտեղ հիդրօքսիդների ուժը մեծանում է: I խմբի տարրերի հիմնական ենթախմբի լուծվող հիդրօքսիդները կոչվում են ալկալիներ։

Ալկալիները ջրում լուծվող հիմքեր են։ Դրանք ներառում են նաև II խմբի հիմնական ենթախմբի տարրերի հիդրօքսիդներ (երկրալկալիական մետաղներ) և ամոնիումի հիդրօքսիդ (ամոնիակի ջրային լուծույթ)։ Երբեմն ալկալիներն այն հիդրօքսիդներն են, որոնք ջրային լուծույթում ստեղծում են հիդրօքսիդի իոնների բարձր կոնցենտրացիան։ Հնացած գրականության մեջ դուք կարող եք գտնել ալկալիների մեջ կալիումի կարբոնատներ K 2 CO 3 (պոտաշ) և նատրիումի Na 2 CO 3 (սոդա), նատրիումի բիկարբոնատ NaHCO 3 ( խմորի սոդա), բորակ Na 2 B 4 O 7, նատրիումի հիդրոսուլֆիդներ NaHS և կալիումի KHS և այլն:

Կալցիումի հիդրօքսիդ Ca (OH) 2 որպես ուժեղ էլեկտրոլիտ տարանջատվում է մեկ քայլով.

Ca (OH) 2 = Ca 2+ + 2OH -.

3 ... Գրեթե բոլոր աղերը. Աղը, եթե այն ուժեղ էլեկտրոլիտ է, տարանջատվում է մեկ քայլով, օրինակ՝ երկաթի քլորիդը.

FeCl 3 = Fe 3+ + 3Cl -.

Ջրային լուծույթների դեպքում՝ դեպի թույլ էլեկտրոլիտներ ( < 3%) относят перечисленные ниже соединения.

1 ... Ջուրը H 2 O ամենակարևոր էլեկտրոլիտն է:

2 ... Որոշ անօրգանական և գրեթե բոլոր օրգանական թթուներ. SiO 3 (սիլիցիում), H 3 BO 3 (բորային, օրթոբոր), CH 3 COOH (քացախային) և այլն:
Նշենք, որ ածխաթթու գոյություն չունի H 2 CO 3 բանաձեւում: Երբ լուծարվում է ածխաթթու գազՋրի մեջ CO 2, դրա հիդրատը ձևավորվում է CO 2 H 2 O, որը մենք գրում ենք հաշվարկների հարմարության համար H 2 CO 3 բանաձևով, և դիսոցման ռեակցիայի հավասարումը հետևյալն է.

Թույլ ածխաթթվի տարանջատումը տեղի է ունենում երկու փուլով. Ստացված բիկարբոնատ իոնը նույնպես իրեն թույլ էլեկտրոլիտի նման է պահում։
Նույն կերպ, այլ բազմաբազային թթուները աստիճանաբար տարանջատվում են՝ H 3 PO 4 (ֆոսֆորային), H 2 SiO 3 (սիլիցիում), H 3 BO 3 (բորիկ)։ Ջրային լուծույթում տարանջատումը գործնականում ընթանում է միայն առաջին փուլով: Ինչպե՞ս իրականացնել տարանջատում վերջին փուլում:
3 ... Շատ տարրերի հիդրօքսիդներ, օրինակ՝ Al (OH) 3, Cu (OH) 2, Fe (OH) 2, Fe (OH) 3 և այլն։
Այս բոլոր հիդրօքսիդները ջրային լուծույթում տարանջատվում են փուլերով, օրինակ՝ երկաթի հիդրօքսիդ
Fe (OH) 3:

Ջրային լուծույթում տարանջատումը տեղի է ունենում գործնականում միայն առաջին փուլով: Ինչպե՞ս տեղափոխել հավասարակշռությունը Fe 3+ իոնների ձևավորման ուղղությամբ:
Նույն տարրի հիդրօքսիդների հիմնական հատկությունները մեծանում են տարրի վալենտության նվազման հետ:Այսպիսով, երկաթի երկհիդրօքսիդի Fe (OH) 2-ի հիմնական հատկությունները ավելի ցայտուն են, քան Fe (OH) 3 տրիհիդրօքսիդինը: Այս հայտարարությունը համարժեք է ասելուն թթվային հատկություններ Fe (OH) 3-ն ավելի ցայտուն է, քան Fe (OH) 2-ը:
4 ... Ամոնիումի հիդրօքսիդ NH 4 OH:
Երբ գազային ամոնիակ NH 3-ը լուծվում է ջրի մեջ, ստացվում է լուծույթ, որը շատ թույլ է էլեկտրահաղորդում և օճառի դառը համ ունի։ Լուծման միջավայրը հիմնային է կամ ալկալային: Ամոնիակի այս վարքագիծը բացատրվում է հետևյալ կերպ. Երբ ամոնիակը լուծվում է ջրում, ձևավորվում է ամոնիակի հիդրատ NH 3 H 2 O, որին պայմանականորեն վերագրում ենք գոյություն չունեցող ամոնիումի հիդրօքսիդի NH 4 OH բանաձևը. , հաշվի առնելով, որ այս միացությունը տարանջատվում է՝ առաջացնելով ամոնիումի իոն և հիդրօքսիդ իոն OH -.

NH 4 OH = + OH -.

5 ... Որոշ աղեր՝ ցինկի քլորիդ ZnCl 2, երկաթի թիոցիանատ Fe (NСS) 3, սնդիկի ցիանիդ Hg (CN) 2 և այլն։ Այս աղերը տարանջատվում են աստիճանաբար։

Որոշ մարդիկ միջին հզորության էլեկտրոլիտներին անվանում են ֆոսֆորաթթու H 3 PO 4: Մենք ֆոսֆորական թթուն կդիտարկենք որպես թույլ էլեկտրոլիտ և արձանագրենք դրա տարանջատման երեք փուլերը: Ծծմբաթթուն խտացված լուծույթներում իրեն պահում է միջին հզորության էլեկտրոլիտի նման, և շատ կենտրոնացված լուծույթներ- որպես թույլ էլեկտրոլիտ: Այնուհետև մենք կդիտարկենք ծծմբաթթուն որպես ուժեղ էլեկտրոլիտ և կգրենք դրա տարանջատման հավասարումը մեկ քայլով:

Էլեկտրոլիտի դիսոցումը քանակապես բնութագրվում է դիսոցման աստիճանով։ Դիսոցիացիայի աստիճան ա–սա իոնների N diss-ի մեջ տարանջատված մոլեկուլների քանակի հարաբերակցությունն է:,լուծված էլեկտրոլիտի մոլեկուլների ընդհանուր թվին Ն :

ա =

ա- իոնների քայքայված էլեկտրոլիտի մոլեկուլների համամասնությունը:

Էլեկտրոլիտի տարանջատման աստիճանը կախված է բազմաթիվ գործոններից՝ էլեկտրոլիտի բնույթից, լուծիչի բնույթից, լուծույթի կոնցենտրացիայից և ջերմաստիճանից։

Ըստ տարանջատման ունակության՝ էլեկտրոլիտները պայմանականորեն բաժանվում են ուժեղ և թույլ։ Սովորաբար կոչվում են էլեկտրոլիտներ, որոնք լուծույթում գոյություն ունեն միայն իոնների տեսքով ուժեղ ... Էլեկտրոլիտները, որոնք լուծված վիճակում մասամբ մոլեկուլների, մասամբ իոնների տեսքով են կոչվում. թույլ .

Ուժեղ էլեկտրոլիտները ներառում են գրեթե բոլոր աղերը, որոշ թթուներ՝ H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HI, HClO 4, ալկալային և հողալկալիական մետաղների հիդրօքսիդներ (տես Հավելված, Աղյուսակ 6):

Ուժեղ էլեկտրոլիտների տարանջատման գործընթացը գնում է մինչև վերջ.

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

իսկ դիսոցման հավասարումների մեջ դրվում են հավասար նշաններ։

Ինչ վերաբերում է ուժեղ էլեկտրոլիտներին, ապա «դիսոցացման աստիճան» հասկացությունն է պայմանական բնույթ. « Ակնհայտ «տարանջատման աստիճանը» (այուրաքանչյուրը) իրականից ցածր է (տես Հավելված, Աղյուսակ 6): Լուծույթում ուժեղ էլեկտրոլիտի կոնցենտրացիայի ավելացմամբ մեծանում է հակառակ լիցքավորված իոնների փոխազդեցությունը։ Երբ բավական մոտ են միմյանց, նրանք կազմում են համախոհներ: Դրանցում իոնները բաժանված են բևեռային ջրի մոլեկուլների շերտերով, որոնք շրջապատում են յուրաքանչյուր իոն: Սա ազդում է լուծույթի էլեկտրական հաղորդունակության նվազման վրա, այսինքն. ստեղծվում է ոչ լրիվ տարանջատման էֆեկտ։

Այս ազդեցությունը հաշվի առնելու համար ներդրվել է ակտիվության g գործակիցը, որը նվազում է լուծույթի կոնցենտրացիայի աճի հետ՝ տատանվելով 0-ից 1-ի: Ուժեղ էլեկտրոլիտների լուծույթների հատկությունները քանակապես նկարագրելու համար մի մեծություն կոչվում է. գործունեություն (ա).

Իոնի ակտիվությունը հասկացվում է որպես արդյունավետ կենտրոնացումնրան, ըստ որի նա գործում է քիմիական ռեակցիաներում։

Իոնների ակտիվություն ( ա) հավասար է նրա մոլային կոնցենտրացիայի ( ՀԵՏ) բազմապատկած ակտիվության գործակցով (g).

ա = է ՀԵՏ.

Համակենտրոնացման փոխարեն ակտիվության օգտագործումը հնարավորություն է տալիս կիրառել լուծումների իդեալական լուծումների համար սահմանված օրենքները։

Թույլ էլեկտրոլիտները ներառում են որոշ հանքանյութեր (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, H 3 PO 4) և մեծ մասը օրգանական թթուներ(CH 3 COOH, N 2 C 2 O 4 և այլն), ամոնիումի հիդրօքսիդ NH 4 OH և ջրի մեջ վատ լուծվող բոլոր հիմքերը, օրգանական ամինները:

Թույլ էլեկտրոլիտների տարանջատումը շրջելի է։ Թույլ էլեկտրոլիտների լուծույթներում հավասարակշռություն է հաստատվում իոնների և չտարանջատված մոլեկուլների միջև։ Դիսոցացիայի համապատասխան հավասարումների մեջ դրվում է հետադարձելիության նշան («): Օրինակ, թույլ քացախաթթվի տարանջատման հավասարումը գրված է հետևյալ կերպ.

CH 3 COOH «CH 3 COO - + H +.

Թույլ երկուական էլեկտրոլիտի լուծույթում ( ԿԱ) հաստատված է հետևյալ հավասարակշռությունը, որը բնութագրվում է հավասարակշռության հաստատունով, որը կոչվում է դիսոցման հաստատուն. TOդ.

SC «K + + A -,

.

Եթե ​​լուծվում է 1 լիտր լուծույթում ՀԵՏմոլեր էլեկտրոլիտ ԿԱիսկ դիսոցման աստիճանը a է, ինչը նշանակում է, որ տարանջատված է aCմոլեր էլեկտրոլիտ և յուրաքանչյուր իոն ձևավորվել է aCխալեր. Անհատական ​​վիճակում ( ՀԵՏ – aC) խալեր ԿԱ.

SC «K + + A -.

С - aС aС aС

Այնուհետև դիսոցման հաստատունը հավասար կլինի.

(6.1)

Քանի որ դիսոցման հաստատունը կախված չէ կոնցենտրացիայից, ստացված հարաբերակցությունը արտահայտում է թույլ երկուական էլեկտրոլիտի դիսոցման աստիճանի կախվածությունը դրա կոնցենտրացիայից։ Հավասարումը (6.1) ցույց է տալիս, որ լուծույթում թույլ էլեկտրոլիտի կոնցենտրացիայի նվազումը հանգեցնում է դրա տարանջատման աստիճանի բարձրացման: (6.1) հավասարումն արտահայտում է Օստվալդի նոսրացման օրենքը .

Շատ թույլ էլեկտրոլիտների համար (հետ ա<<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:

TOդ ա 2 C, կամ ա«(6.2)

Յուրաքանչյուր էլեկտրոլիտի դիսոցման հաստատունը հաստատուն է տվյալ ջերմաստիճանում, այն կախված չէ լուծույթի կոնցենտրացիայից և բնութագրում է էլեկտրոլիտի իոնների քայքայվելու ունակությունը։ Որքան բարձր է K d, այնքան էլեկտրոլիտը տարանջատվում է իոնների: Թույլ էլեկտրոլիտների դիսոցման հաստատուններն ամփոփված են աղյուսակներում (տես Հավելված, Աղյուսակ 3):

Ուժեղ և թույլ էլեկտրոլիտներ

Որոշ էլեկտրոլիտների լուծույթներում միայն որոշ մոլեկուլներ են տարանջատվում։ Էլեկտրոլիտի ուժը քանակականորեն բնութագրելու համար ներկայացվեց դիսոցման աստիճանի հայեցակարգը։ Իոնների մեջ տարանջատված մոլեկուլների քանակի և լուծվող նյութի մոլեկուլների ընդհանուր թվի հարաբերությունը կոչվում է դիսոցման աստիճան a.

որտեղ C-ն տարանջատված մոլեկուլների կոնցենտրացիան է, մոլ/լ;

С 0 - լուծույթի սկզբնական կոնցենտրացիան, մոլ / լ:

Ըստ դիսոցման աստիճանի մեծության՝ բոլոր էլեկտրոլիտները բաժանվում են ուժեղ և թույլ։ Ուժեղ էլեկտրոլիտների թվում են նրանք, որոնց դիսոցման աստիճանը գերազանցում է 30%-ը (a> 0.3): Դրանք ներառում են.

· Ուժեղ թթուներ (H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI);

· Լուծվող հիդրօքսիդներ, բացառությամբ NH 4 OH;

· Լուծվող աղեր.

Ուժեղ էլեկտրոլիտների էլեկտրոլիտիկ տարանջատումը անշրջելի է

HNO 3 ® H + + NO - 3.

Թույլ էլեկտրոլիտներն ունեն 2%-ից պակաս դիսոցման աստիճան (ա< 0,02). К ним относятся:

· Թույլ անօրգանական թթուներ (H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, HCN, H 2 SiO 3 և այլն) և բոլոր օրգանական, օրինակ, քացախաթթու (CH 3 COOH);

· Չլուծվող հիդրօքսիդներ, ինչպես նաև լուծվող հիդրօքսիդ NH 4 OH;

· Չլուծվող աղեր.

Դիսոցացիայի աստիճանի միջանկյալ արժեք ունեցող էլեկտրոլիտները կոչվում են միջին ուժգնության էլեկտրոլիտներ:

Դիսոցացիայի աստիճանը (ա) կախված է հետևյալ գործոններից.

էլեկտրոլիտի բնույթից, այսինքն՝ քիմիական կապերի տեսակից. տարանջատումը ամենահեշտությամբ տեղի է ունենում առավել բևեռային կապերի տեղում.

ըստ լուծիչի բնույթի՝ որքան ավելի բևեռային է վերջինս, այնքան ավելի հեշտ է ընթանում տարանջատման գործընթացը դրա մեջ.

ջերմաստիճանից - ջերմաստիճանի բարձրացումը ուժեղացնում է դիսոցիացիան.

լուծույթի կոնցենտրացիայից - երբ լուծումը նոսրացվում է, դիսոցիացիան նույնպես մեծանում է:

Որպես քիմիական կապերի բնույթից դիսոցման աստիճանի կախվածության օրինակ դիտարկենք նատրիումի ջրածնի սուլֆատի (NaHSO 4) տարանջատումը, որի մոլեկուլն ունի կապերի հետևյալ տեսակները՝ 1-իոնային; 2 - բևեռային կովալենտ; 3 - ծծմբի և թթվածնի ատոմների միջև կապը ցածր բևեռական է: Խզումը առավել հեշտ է տեղի ունենում իոնային կապի տեղում (1).

Na 1 O 3 O S 3 H 2 O O

1. NaHSO 4 ® Na + + HSO - 4, 2. ապա ավելի փոքր աստիճանի բևեռային կապի տեղում՝ HSO - 4 ® H + + SO 2 - 4։ 3. թթվային մնացորդը չի տարանջատվում իոնների։

Էլեկտրոլիտի տարանջատման աստիճանը մեծապես կախված է լուծիչի բնույթից: Օրինակ՝ HCl-ն ուժեղ տարանջատվում է ջրում, ավելի թույլ էթանոլում՝ C 2 H 5 OH, գրեթե չի տարանջատվում բենզոլում, որում գործնականում էլեկտրական հոսանք չի անցկացնում։ Բարձր դիէլեկտրիկ լուծիչները (ե) բևեռացնում են լուծված նյութի մոլեկուլները և դրանցով ձևավորում լուծված (հիդրացված) իոններ։ 25 0 С e (H 2 O) = 78.5, e (C 2 H 5 OH) = 24.2, e (C 6 H 6) = 2.27:

Թույլ էլեկտրոլիտների լուծույթներում տարանջատման գործընթացն ընթանում է շրջելիորեն, և, հետևաբար, քիմիական հավասարակշռության օրենքները կիրառելի են մոլեկուլների և իոնների միջև լուծույթի հավասարակշռության համար: Այսպիսով, քացախաթթվի տարանջատման համար

CH 3 COOH «CH 3 COO - + H +.

K c հավասարակշռության հաստատունը կսահմանվի հետևյալ կերպ

K c = K d = CCH 3 COO - C H + / CCH 3 COOH:

Դիսոցացման գործընթացի հավասարակշռության հաստատունը (K c) կոչվում է դիսոցման հաստատուն (K d): Դրա արժեքը կախված է էլեկտրոլիտի բնույթից, լուծիչից և ջերմաստիճանից, բայց դա կախված չէ լուծույթում էլեկտրոլիտի կոնցենտրացիայից: Դիսոցացիայի հաստատունը թույլ էլեկտրոլիտների կարևոր հատկանիշն է, քանի որ այն ցույց է տալիս լուծույթում դրանց մոլեկուլների ուժը: Որքան ցածր է դիսոցման հաստատունը, այնքան ավելի թույլ է դիսոցվում էլեկտրոլիտը և ավելի կայուն է նրա մոլեկուլները: Հաշվի առնելով, որ դիսոցման աստիճանը, ի տարբերություն դիսոցման հաստատունի, փոխվում է լուծույթի կոնցենտրացիայի հետ, անհրաժեշտ է գտնել K d-ի և a-ի հարաբերությունները։ Եթե ​​լուծույթի սկզբնական կոնցենտրացիան վերցված է C-ի հավասար, և այդ կոնցենտրացիային համապատասխան դիսոցման աստիճանը a է, ապա քացախաթթվի տարանջատված մոլեկուլների թիվը հավասար կլինի C-ի:

СCH 3 COO - = С H + = a С,

ապա քացախաթթվի չքայքայված մոլեկուլների կոնցենտրացիան հավասար կլինի (C - a · C) կամ C (1 - a · C): Այստեղից

K d = aC · a C / (C - a · C) = a 2 C / (1- a): (1)

Հավասարումը (1) արտահայտում է Օստվալդի նոսրացման օրենքը: Շատ թույլ էլեկտրոլիտների համար ա<<1, то приближенно К @ a 2 С и

a = (K / S): (2)

Ինչպես երևում է բանաձևից (2), էլեկտրոլիտի լուծույթի կոնցենտրացիայի նվազմամբ (նոսրացումից հետո) դիսոցման աստիճանը մեծանում է։

Թույլ էլեկտրոլիտները տարանջատվում են աստիճաններով, օրինակ.

1 փուլ H 2 СO 3 «H + + НСO - 3,

2-րդ փուլ НСO - 3 «H + + СO 2 - 3.

Նման էլեկտրոլիտները բնութագրվում են մի քանի հաստատուններով՝ կախված իոնների քայքայման փուլերի քանակից։ Կարբոնաթթվի համար

K 1 = CH + · CHCO - 2 / CH 2 CO 3 = 4.45 × 10 -7; К 2 = СН + · ССО 2- 3 / ССОО - 3 = 4,7 × 10 -11:

Ինչպես երևում է, ածխաթթվի իոնների տարրալուծումը որոշվում է հիմնականում առաջին փուլով, իսկ երկրորդը կարող է դրսևորվել միայն լուծույթի մեծ նոսրացումով։

H 2 CO 3 «2H + + CO 2 - 3» ընդհանուր հավասարակշռությունը համապատասխանում է ընդհանուր տարանջատման հաստատունին.

K d = C 2 n + SSO 2- 3 / CH 2 CO 3:

K 1 և K 2 մեծությունները միմյանց հետ կապված են հարաբերակցությամբ

K d = K 1 K 2:

Բազմվալենտ մետաղների հիմքերը դիսոցվում են նույն կերպ։ Օրինակ՝ պղնձի հիդրօքսիդի տարանջատման երկու փուլ

Cu (OH) 2 "CuOH + + OH -,

CuOH + «Cu 2+ + OH -

տարանջատման հաստատունները

К 1 = СCuOH + · СОН - / СCu (OH) 2 և К 2 = Сcu 2+ · СОН - / СCuOH +:

Քանի որ ուժեղ էլեկտրոլիտները ամբողջությամբ տարանջատված են լուծույթում, նրանց համար տարանջատման հաստատուններ տերմինը զուրկ է բովանդակությունից:

Տարբեր դասերի էլեկտրոլիտների տարանջատում

Էլեկտրոլիտային դիսոցման տեսության տեսանկյունից թթու կոչվում է այն նյութը, որի տարանջատումից առաջանում է միայն հիդրացված ջրածնի իոն H 3 O (կամ պարզապես H +) որպես կատիոն։

Հիմքըկոչվում է մի նյութ, որը ջրային լուծույթում որպես անիոն առաջացնում է հիդրօքսիդի իոններ OH- և ոչ մի այլ անիոն:

Բրոնստեդի տեսության համաձայն՝ թթուն պրոտոն դոնոր է, իսկ հիմքը՝ պրոտոն ընդունող։

Հիմքերի ուժը, ինչպես թթուների ուժը, կախված է դիսոցման հաստատունի արժեքից։ Որքան մեծ է դիսոցման հաստատունը, այնքան ուժեղ է էլեկտրոլիտը:

Կան հիդրօքսիդներ, որոնք ընդունակ են փոխազդելու և աղեր առաջացնելու ոչ միայն թթուների, այլև հիմքերի հետ։ Նման հիդրօքսիդները կոչվում են ամֆոտերիկ. Դրանք ներառում են Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2, Pb (OH) 2, Cr (OH) 3, Al (OH) 3... Նրանց հատկությունները պայմանավորված են նրանով, որ դրանք թույլ աստիճանի դիսոցվում են ըստ թթուների տեսակի և հիմքերի տեսակի։

H + + RO - « ROH « R + + OH -.

Այս հավասարակշռությունը բացատրվում է նրանով, որ մետաղի և թթվածնի միջև կապի ուժը էապես չի տարբերվում թթվածնի և ջրածնի միջև կապի ուժից: Հետևաբար, երբ բերիլիումի հիդրօքսիդը փոխազդում է աղաթթվի հետ, ստացվում է բերիլիումի քլորիդ.

Be (OH) 2 + HCl = BeCl 2 + 2H 2 O,

իսկ նատրիումի հիդրօքսիդի հետ փոխազդելիս՝ նատրիումի բերիլատ

Be (OH) 2 + 2NaOH = Na 2 BeO 2 + 2H 2 O:

Աղկարող են սահմանվել որպես էլեկտրոլիտներ, որոնք տարանջատվում են լուծույթում՝ առաջացնելով այլ կատիոններ, բացի ջրածնի կատիոններից և անիոններից բացի հիդրօքսիդի իոններից:

Միջին աղեր, ստացված համապատասխան թթուների ջրածնի իոնների ամբողջական փոխարինմամբ մետաղական կատիոններով (կամ NH + 4), ամբողջությամբ տարանջատել Na 2 SO 4 «2Na + + SO 2- 4:

Թթվային աղերտարանջատվել քայլերով

1 փուլ NaHSO 4 «Na + + HSO - 4 ,

2-րդ փուլ HSO - 4 «H + + SO 2- 4.

1-ին աստիճանի դիսոցման աստիճանն ավելի մեծ է, քան 2-րդ քայլում, իսկ որքան թույլ է թթուն, այնքան ցածր է դիսոցման աստիճանը 2-րդ քայլում։

Հիմնական աղեր,ստացված հիդրօքսիդի իոնների թերի փոխարինմամբ թթվային մնացորդներով, նույնպես տարանջատվում են փուլերով.

1 փուլ (CuՕH) 2 SO 4 «2 CuОH + + SO 2- 4,

2-րդ փուլ CuОH + «Cu 2+ + OH -.

Թույլ հիմքերի հիմնական աղերը տարանջատվում են հիմնականում 1-ին քայլում։

Կոմպլեքս աղեր,պարունակող բարդ բարդ իոն, որը պահպանում է իր կայունությունը տարրալուծվելիս, տարանջատվում է բարդ իոնի և արտաքին ոլորտի իոնների

K 3 «3K + + 3 -,

SO 4 «2+ + SO 2 - 4.

Բարդ իոնի կենտրոնում կա կոմպլեքսավորվող ատոմ։ Այս դերը սովորաբար կատարում են մետաղական իոնները: Կոմպլեքսավորող նյութերի մոտ գտնվում են (համակարգված) բևեռային մոլեկուլները կամ իոնները, և երբեմն երկուսն էլ միասին կոչվում են. լիգանդներ.Կոմպլեքսավորող նյութը լիգանդների հետ միասին կազմում է համալիրի ներքին ոլորտը։ Կոմպլեքսացնող նյութից հեռու գտնվող իոնները, որոնք ավելի քիչ ամուր կապված են դրան, գտնվում են բարդ միացության արտաքին միջավայրում: Ներքին գունդը սովորաբար փակվում է քառակուսի փակագծերում։ Ներքին ոլորտում լիգանների թիվը ցույց տվող թիվը կոչվում է համակարգող... Բարդ և պարզ իոնների միջև քիմիական կապերը համեմատաբար հեշտությամբ կոտրվում են էլեկտրոլիտիկ տարանջատման ժամանակ։ Կոմպլեքս իոնների առաջացմանը տանող կապերը կոչվում են դոնոր-ընդունիչ կապեր։

Արտաքին ոլորտի իոնները հեշտությամբ բաժանվում են բարդ իոնից: Այս տարանջատումը կոչվում է առաջնային: Ներքին ոլորտի շրջելի տարրալուծումը շատ ավելի դժվար է և կոչվում է երկրորդական դիսոցացիա։

Cl «+ + Cl - - առաջնային դիսոցացիա,

+ «Ag + +2 NH 3 - երկրորդային դիսոցացիա.

երկրորդային դիսոցումը, որպես թույլ էլեկտրոլիտի դիսոցացիա, բնութագրվում է անկայունության հաստատունով

Բնադրել. = X 2 / [+] = 6,8 x 10 -8:

Անկայունության հաստատուններ (K բույն.) Տարբեր էլեկտրոլիտներից համալիրի կայունության չափանիշն է: Որքան քիչ K բույն. , այնքան ավելի կայուն է համալիրը։

Այսպիսով, նույն տեսակի միացությունների շարքում.

-	+	+	+
K բույն = 1,3 × 10 -3	K բույն = 6,8 × 10 -8	K բույն = 1 × 10 -13	K բույն = 1 × 10 -21

համալիրի կայունությունը մեծանում է -ից + անցում կատարելիս:

Անկայունության հաստատունի արժեքները տրված են քիմիայի վերաբերյալ տեղեկատու գրքերում: Օգտագործելով այս արժեքները, հնարավոր է կանխատեսել ռեակցիաների ընթացքը բարդ միացությունների միջև՝ անկայունության հաստատունների մեծ տարբերությամբ, ռեակցիան կշարժվի դեպի ավելի ցածր անկայունության հաստատուն ունեցող համալիրի ձևավորում։

Անկայուն բարդ իոնով բարդ աղը կոչվում է կրկնակի աղ... Կրկնակի աղերը, ի տարբերություն բարդ աղերի, տարանջատվում են բոլոր իոնների մեջ, որոնք կազմում են իրենց բաղադրությունը: Օրինակ:

KAl (SO 4) 2 «K + + Al 3+ + 2SO 2- 4,

NH 4 Fe (SO 4) 2 «NH 4 + + Fe 3+ + 2SO 2- 4.

Տարբեր էլեկտրոլիտների տարանջատման աստիճանի չափումը ցույց է տվել, որ առանձին էլեկտրոլիտները լուծույթների միևնույն նորմալ կոնցենտրացիայում տարանջատվում են իոնների միանգամայն տարբեր կերպ:

Հատկապես մեծ է թթուների տարանջատման աստիճանի արժեքների տարբերությունը։ Օրինակ՝ ազոտային և աղաթթուները 0,1 Ն. լուծումները գրեթե ամբողջությամբ քայքայվում են իոնների. ածխածնային, հիդրոցյանային և այլ թթուները նույն պայմաններում տարանջատվում են միայն աննշան աստիճանով:

Ջրում լուծվող հիմքերից (ալկալիներից) ամոնիումի օքսիդի հիդրատը թույլ է տարանջատվում, մնացած ալկալիները լավ են տարանջատվում։ Բոլոր աղերը, մի քանի բացառություններով, նույնպես լավ տարանջատվում են իոնների:

Առանձին թթուների տարանջատման աստիճանի արժեքների տարբերությունը պայմանավորված է իրենց մոլեկուլները կազմող ատոմների միջև վալենտական ​​կապի բնույթով: Որքան ավելի բևեռային լինի կապը ջրածնի և մոլեկուլի մնացած մասերի միջև, այնքան ավելի հեշտ է այն բաժանվել, այնքան թթուն ավելի շատ կտարանջատվի:

Էլեկտրոլիտները, որոնք լավ տարանջատվում են իոնների մեջ, կոչվում են ուժեղ էլեկտրոլիտներ՝ ի տարբերություն թույլ էլեկտրոլիտների, որոնք ջրային լուծույթներում կազմում են միայն փոքր քանակությամբ իոններ։ Ուժեղ էլեկտրոլիտային լուծույթները պահպանում են բարձր էլեկտրական հաղորդունակություն նույնիսկ շատ բարձր կոնցենտրացիաների դեպքում: Ընդհակառակը, թույլ էլեկտրոլիտների լուծույթների էլեկտրական հաղորդունակությունը արագորեն նվազում է կոնցենտրացիայի աճով։ ուժեղ էլեկտրոլիտները ներառում են թթուներ, ինչպիսիք են հիդրոքլորային, ազոտային, ծծմբային և մի քանի այլ թթուներ, ապա ալկալիներ (բացի NH 4 OH) և գրեթե բոլոր աղերը:

Պոլիոնաթթուները և պոլիաթթուների հիմքերը տարանջատվում են աստիճաններով: Այսպիսով, օրինակ, ծծմբաթթվի մոլեկուլները առաջին հերթին դիսոցվում են ըստ հավասարման

H 2 SO 4 ⇄ H + HSO 4 '

կամ ավելի ճիշտ.

H 2 SO 4 + H 2 O ⇄ H 3 O + HSO 4 '

Երկրորդ ջրածնի իոնի վերացումն ըստ հավասարման

HSO 4 «⇄ H + SO 4»

կամ

HSO 4 '+ H 2 O ⇄ H 3 O + SO 4 "

դա արդեն շատ ավելի դժվար է, քանի որ այն պետք է հաղթահարի գրավչությունը կրկնակի լիցքավորված SO 4 իոնի կողմից, ինչը, իհարկե, ավելի ուժեղ է դեպի իրեն ձգում ջրածնի իոնը, քան միայնակ լիցքավորված իոնը HSO 4: Հետևաբար, տարանջատման երկրորդ փուլը կամ, ինչպես ասում են, երկրորդական տարանջատումը տեղի է ունենում շատ ավելի փոքր.աստիճանից, քան առաջնային, իսկ սովորական ծծմբաթթվի լուծույթները պարունակում են միայն փոքր քանակությամբ SO 4 իոններ»:

Ֆոսֆորական թթու H 3 PO 4 տարանջատվում է երեք փուլով.

H 3 PO 4 ⇄ H + H 2 PO 4 '

H 2 PO 4 ⇄ H + HPO 4"

HPO 4 «⇄ H + PO 4»

H 3 PO 4 մոլեկուլները խիստ տարանջատվում են H և H 2 PO 4 իոնների մեջ: H 2 PO 4 իոնները «իրեն ավելի թույլ թթվի նման են պահում և ավելի փոքր չափով տարանջատվում են H և HPO 4»: HPO 4 իոնները «տարանջատվում են, որպես շատ թույլ թթու, և գրեթե չեն տալիս H իոններ

և PO 4"

Մոլեկուլում մեկից ավելի հիդրօքսիլ խմբեր պարունակող հիմքերը նույնպես տարանջատվում են աստիճաններով։ Օրինակ:

Ва (ОН) 2 ⇄ ВаОН + ОН ’

VaON ⇄ Ba + OH'

Ինչ վերաբերում է աղերին, ապա նորմալ աղերը միշտ տարանջատվում են մետաղական իոնների և թթվային մնացորդների: Օրինակ:

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

Թթվային աղերը, ինչպես պոլիբազային թթուները, տարանջատվում են աստիճանաբար։ Օրինակ:

NaHCO 3 ⇄ Na + HCO 3 '

HCO 3 '⇄ H + CO 3 "

Սակայն երկրորդ փուլը շատ փոքր է, այնպես որ թթվային աղի լուծույթը պարունակում է միայն փոքր քանակությամբ ջրածնի իոններ։

Հիմնական աղերը տարանջատվում են հիմնական և թթվային մնացորդների իոնների: Օրինակ:

Fe (OH) Cl 2 ⇄ FeOH + 2Сl"

Հիմնական մնացորդների իոնների երկրորդական տարանջատում գրեթե չկա մետաղի և հիդրօքսիլ իոնների։

Աղյուսակ 11 ցույց է տալիս որոշ թթուների, հիմքերի և աղերի տարանջատման աստիճանի թվային արժեքները 0-ում , 1 n. լուծումներ։

Նվազում է համակենտրոնացման աճով: Հետեւաբար, շատ խտացված լուծույթներում նույնիսկ ուժեղ թթուները համեմատաբար թույլ են տարանջատվում։ Համար

Աղյուսակ 11

Թթուներ, հիմքեր և աղեր 0,1 Ն.լուծումներ 18 ° ջերմաստիճանում

Էլեկտրոլիտ	Բանաձև	Տարանջատման աստիճանը և տոկոսը
Թթու
Աղ	HCl	92
Հիդրոբրոմիկ	HBr	92
Ջրածնի յոդ	Հժ	. 92
Ազոտ	HNO 3	92
Ծծումբ	Հ 2 SO 4	58
Ծծմբային	Հ 2 SO 3	34
Ֆոսֆորական	Հ 3 PO 4	27
Հիդրոֆտորային	ՀՖ	8,5
Քացախ	CH 3 COOH	1,3
Անկյուն	Հ 2 CO 3	0,17
Ջրածնի սուլֆիդ	Հ 2 Ս	0,07
կապտավուն	HCN	0,01
Բորնա	Հ 3 BO 3	0,01
Հիմնադրամներ
Բարիումի հիդրօքսիդ	Ba (OH) 2	92
Կաուստիկ կալիում	կոն	89
Նատրիումի հիդրօքսիդ	NaON	84
Ամոնիումի հիդրօքսիդ	NH 4 OH	1,3
Աղ
Քլորիդ	KCl	86
Ամոնիումի քլորիդ	NH4Cl	85
Քլորիդ	NaCl	84
Նիտրատ	KNO 3	83
	AgNO 3	81
Քացախաթթու	NaCH 3 COO	79
Քլորիդ	ZnCl 2	73
Սուլֆատ	Na 2 SO 4	69
Սուլֆատ	ZnSO 4	40
Ծծմբաթթու