Shtëpi Pemë dhe shkurre Acidi karbonik është një elektrolit i fortë ose i dobët. Elektrolitët e fortë dhe të dobët, karakteristikat e tyre

Pemë dhe shkurre

Acidi karbonik është një elektrolit i fortë ose i dobët. Elektrolitët e fortë dhe të dobët, karakteristikat e tyre

Elektrolitet e forta, kur treten në ujë, shpërbëhen pothuajse plotësisht në jone, pavarësisht nga përqendrimi i tyre në tretësirë.

Prandaj, në ekuacionet e disociimit të elektroliteve të forta vendosni një shenjë të barabartë (=).

Elektrolitet e forta përfshijnë:

kripëra të tretshme;

Shumë nuk e bëjnë acidet organike: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

Bazat e formuara nga metalet alkaline (LiOH, NaOH, KOH, etj.) dhe metalet alkaline tokësore (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).

Elektrolite të dobëta në tretësirat ujore ndahen vetëm pjesërisht (në mënyrë të kthyeshme) në jone.

Prandaj, në ekuacionet e disociimit elektrolite të dobëta vendosni shenjën e kthyeshmërisë (⇄).

Elektrolitet e dobëta përfshijnë:

Pothuajse të gjitha acidet organike dhe uji;

Disa acide inorganike: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 etj.;

Hidroksidet e metaleve të patretshme: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 etj.

Ekuacionet e reaksionit jonik

Ekuacionet e reaksionit jonik
Reaksionet kimike në tretësirat e elektroliteve (acidet, bazat dhe kripërat) zhvillohen me pjesëmarrjen e joneve. Zgjidhja përfundimtare mund të mbetet transparente (produktet janë shumë të tretshme në ujë), por njëri prej produkteve do të rezultojë të jetë një elektrolit i dobët; në raste të tjera, do të vërehen reshjet ose evolucioni i gazit.

Për reaksionet në tretësirat që përfshijnë jone, përpilohet jo vetëm ekuacioni molekular, por edhe ekuacionet e plota jonike dhe të shkurtra jonike.
Në ekuacionet jonike, me sugjerimin e kimistit francez K.-L. Berthollet (1801), të gjithë elektrolitët e fortë dhe të tretshëm shkruhen në formën e formulave të joneve, dhe reshjet, gazrat dhe elektrolitet e dobëta shkruhen në formën formulat molekulare. Formimi i reshjeve shënohet me një shenjë shigjete poshtë (↓), formimi i gazeve me një shenjë shigjete lart (). Një shembull i shkrimit të ekuacionit të reagimit sipas rregullit Berthollet:

a) ekuacioni molekular
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
b) ekuacioni i plotë jonik
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - gaz, H2O - elektrolit i dobët)
c) ekuacion i shkurtër jonik
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O

Zakonisht, kur shkruajmë, ato kufizohen në një ekuacion të shkurtër jonik, me reagentë të ngurtë të shënuar me indeksin (t), reagentët e gaztë - me indeksin (g). Shembuj:

1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 është praktikisht i pazgjidhshëm në ujë
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(ekuacionet jonike të plota dhe të shkurtra janë të njëjta)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(shumica e kripërave acide janë shumë të tretshme në ujë).

Nëse reagimi nuk përfshin elektrolite të forta, nuk ka formë jonike të ekuacionit:

Mg(OH) 2(t) + 2HF(p) = MgF2↓ + 2H2O

BILETA #23

Hidroliza e kripës

Hidroliza e kripës është ndërveprimi i joneve të kripës me ujin për të formuar grimca me disociim të ulët.

Hidroliza, fjalë për fjalë, është dekompozimi nga uji. Duke dhënë këtë përkufizim të reaksionit të hidrolizës së kripërave, theksojmë se kripërat në tretësirë janë në formë jonesh dhe se forca lëvizëse reaksioni është formimi i grimcave me disociim të ulët ( rregull i përgjithshëm për shumë reaksione në tretësirë).

Hidroliza ndodh vetëm në ato raste kur jonet e formuara si rezultat i disociimit elektrolitik të kripës - një kation, një anion ose të dyja së bashku - janë në gjendje të formojnë komponime të dobëta disociuese me jonet e ujit, dhe kjo, nga ana tjetër, ndodh kur kationi është fort polarizues (kation bazë i dobët), dhe anioni polarizohet lehtësisht (anion i dobët acid). Kjo ndryshon pH e mediumit. Nëse kationi formon një bazë të fortë, dhe anioni formon një acid të fortë, atëherë ato nuk i nënshtrohen hidrolizës.

1. Hidroliza e një kripe të një baze të dobët dhe acid i fortë kalon nëpër kation, kjo mund të formojë një bazë të dobët ose kripë bazë dhe pH e tretësirës do të ulet

2. Hidroliza e një kripe të një acidi të dobët dhe të një baze të fortë kalon përmes anionit, i cili mund të formojë një acid të dobët ose kripë acid dhe pH e tretësirës do të rritet

3. Hidroliza e një kripe të një baze të dobët dhe një acidi të dobët zakonisht kalon për të formuar një acid të dobët dhe një bazë të dobët; PH e tretësirës në këtë rast ndryshon pak nga 7 dhe përcaktohet nga forca relative e acidit dhe bazës.

4. Hidroliza e një kripe të një baze të fortë dhe një acidi të fortë nuk vazhdon

Pyetja 24 Klasifikimi i oksideve

Oksidet thirrur substanca komplekse, molekulat e të cilit përfshijnë atomet e oksigjenit në gjendje oksidimi - 2 dhe ndonjë element tjetër.

oksidet mund të merret nga bashkëveprimi i drejtpërdrejtë i oksigjenit me një element tjetër, ose në mënyrë indirekte (për shembull, nga dekompozimi i kripërave, bazave, acideve). Në kushte normale, oksidet janë të ngurta, të lëngëta dhe gjendje e gaztë, ky lloj komponimi është shumë i zakonshëm në natyrë. oksidet gjenden në korja e tokës. Ndryshk, rërë, ujë, dioksid karboni janë okside.

Oksidet që formojnë kripëra Për shembull,

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Oksidet që formojnë kripëra janë okside që, si rezultat, reaksionet kimike formojnë kripëra. Bëhet fjalë për oksidet e metaleve dhe jometaleve, të cilat kur ndërveprojnë me ujin formojnë acidet përkatëse dhe kur bashkëveprojnë me bazat kripërat përkatëse acidike dhe normale. Për shembull, oksidi i bakrit (CuO) është një oksid që formon kripë, sepse, për shembull, kur ndërvepron me acid klorhidrik Kripa (HCl) formohet:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

Si rezultat i reaksioneve kimike, kripëra të tjera mund të merren:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Oksidet që nuk formojnë kripëra quhen okside që nuk formojnë kripëra. Një shembull është CO, N 2 O, NO.

Elektrolite të dobëta

Elektrolite të dobëta Substancat që shpërbëhen pjesërisht në jone. Tretësirat e elektroliteve të dobëta, së bashku me jonet, përmbajnë molekula të padisocuara. Elektrolitet e dobëta nuk mund të japin një përqendrim të lartë të joneve në tretësirë. Elektrolitet e dobëta përfshijnë:

1) pothuajse të gjitha acidet organike (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH, etj.);

2) disa acide inorganike (H 2 CO 3 , H 2 S, etj.);

3) pothuajse të gjitha kripërat e tretshme në ujë, bazat dhe hidroksidi i amonit Ca 3 (PO 4) 2 ; Cu(OH) 2; Al(OH) 3; NH4OH;

Ata janë përcjellës të dobët (ose pothuajse jopërçues) të energjisë elektrike.

Përqendrimet e joneve në tretësirat e elektroliteve të dobëta karakterizohen cilësisht nga shkalla dhe konstanta e disociimit.

Shkalla e disociimit shprehet në fraksione të një njësie ose si përqindje (a \u003d 0.3 është kufiri i ndarjes së kushtëzuar në elektrolite të fortë dhe të dobët).

Shkalla e disociimit varet nga përqendrimi i tretësirës së dobët të elektrolitit. Kur hollohet me ujë, shkalla e shpërbërjes gjithmonë rritet, sepse numri i molekulave të tretësit (H 2 O) rritet për molekulë të substancës së tretur. Sipas parimit Le Chatelier, ekuilibri i disociimit elektrolitik në këtë rast duhet të zhvendoset në drejtim të formimit të produktit, d.m.th. jonet e hidratuara.

Shkalla e disociimit elektrolitik varet nga temperatura e tretësirës. Zakonisht me rritjen e temperaturës rritet edhe shkalla e disociimit, sepse lidhjet në molekula aktivizohen, ato bëhen më të lëvizshme dhe më të lehta për t'u jonizuar. Përqendrimi i joneve në një tretësirë të dobët të elektrolitit mund të llogaritet duke ditur shkallën e disociimit a dhe përqendrimi fillestar i substancës c në zgjidhje.

HAn = H + + An - .

Konstanta e ekuilibrit K p e këtij reaksioni është konstanta e disociimit K d:

K d = . / . (10.11)

Nëse përqendrimet e ekuilibrit i shprehim në terma të përqendrimit të një elektroliti të dobët C dhe shkallës së disociimit të tij α, atëherë marrim:

K d \u003d C. α. C. α/C. (1-α) = C. α 2 /1-α. (10.12)

Kjo marrëdhënie quhet Ligji i hollimit të Ostwald. Për elektrolitet shumë të dobëta në α<<1 это уравнение упрощается:

K d \u003d C. α 2. (10.13)

Kjo na lejon të konkludojmë se, në hollimin e pafund, shkalla e disociimit α tenton në unitet.

Ekuilibri protolitik në ujë:

Në një temperaturë konstante në tretësirat e holluara, përqendrimi i ujit në ujë është konstant dhe i barabartë me 55.5, ( )

, (10.15)

ku K in është produkti jonik i ujit.

Pastaj = 10 -7 . Në praktikë, për shkak të komoditetit të matjes dhe regjistrimit, përdoret një vlerë - vlera e pH, (kriteri) i forcës së një acidi ose baze. Në mënyrë të ngjashme .

Nga ekuacioni (11.15): . Në pH = 7 - reagimi i tretësirës është neutral, në pH<7 – кислая, а при pH>7 - alkaline.

Në kushte normale (0°C):

, pastaj

Figura 10.4 - pH e substancave dhe sistemeve të ndryshme

10.7 Tretësira të elektroliteve të forta

Elektrolitët e fortë janë substanca që, kur treten në ujë, dekompozohen pothuajse plotësisht në jone. Si rregull, elektrolitet e forta përfshijnë substanca me lidhje jonike ose shumë polare: të gjitha kripërat shumë të tretshme, acidet e forta (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) dhe bazat e forta (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

Në një tretësirë të një elektroliti të fortë, substanca e tretur gjendet kryesisht në formën e joneve (kationeve dhe anioneve); molekulat e padisocuara praktikisht mungojnë.

Dallimi themelor midis elektroliteve të fortë dhe të dobët është se ekuilibri i disociimit të elektroliteve të fortë është zhvendosur plotësisht në të djathtë:

H 2 SO 4 \u003d H + + HSO 4 -,

dhe për këtë arsye konstanta e ekuilibrit (dissociimit) rezulton të jetë një madhësi e papërcaktuar. Ulja e përçueshmërisë elektrike me rritjen e përqendrimit të një elektroliti të fortë është për shkak të ndërveprimit elektrostatik të joneve.

Shkencëtari holandez Petrus Josephus Wilhelmus Debye dhe shkencëtari gjerman Erich Hückel postuluan:

1) elektroliti disociohet plotësisht, por në tretësira relativisht të holluara (C M = 0,01 mol. l -1);

2) çdo jon është i rrethuar nga një guaskë jonesh të shenjës së kundërt. Nga ana tjetër, secili prej këtyre joneve tretet. Ky mjedis quhet atmosferë jonike. Në bashkëveprimin elektrolitik të joneve të shenjave të kundërta, është e nevojshme të merret parasysh ndikimi i atmosferës jonike. Kur një kation lëviz në një fushë elektrostatike, atmosfera jonike deformohet; trashet para tij dhe hollohet pas tij. Kjo asimetri e atmosferës jonike ka aq më shumë efekt frenues në lëvizjen e kationit, aq më i lartë është përqendrimi i elektroliteve dhe aq më i madh është ngarkesa e joneve. Në këto sisteme, koncepti i përqendrimit bëhet i paqartë dhe duhet zëvendësuar nga aktiviteti. Për një elektrolit binar me ngarkesë të vetme KatAn = Kat + + An - aktivitetet e kationit (a +) dhe anionit (a -), përkatësisht, janë

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

ku C + dhe C - janë përqendrimet analitike të kationit dhe anionit, përkatësisht;

γ + dhe γ - - koeficientët e aktivitetit të tyre.

(10.17)

Është e pamundur të përcaktohet aktiviteti i secilit jon veç e veç, prandaj, për elektrolitet me ngarkesë të vetme, vlerat mesatare gjeometrike të aktiviteteve i

dhe koeficientët e aktivitetit.

1) pothuajse të gjitha acidet organike (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH, etj.);

2) disa acide inorganike (H 2 CO 3 , H 2 S, etj.);

3) pothuajse të gjitha kripërat e tretshme në ujë, bazat dhe hidroksidi i amonit Ca 3 (PO 4) 2 ; Cu(OH) 2; Al(OH) 3; NH4OH;

Ata janë përcjellës të dobët (ose pothuajse jopërçues) të energjisë elektrike.

Përqendrimet e joneve në tretësirat e elektroliteve të dobëta karakterizohen cilësisht nga shkalla dhe konstanta e disociimit.

Shkalla e disociimit shprehet në fraksione të një njësie ose si përqindje (a \u003d 0.3 është kufiri i ndarjes së kushtëzuar në elektrolite të fortë dhe të dobët).

HAn = H + + An - .

Konstanta e ekuilibrit K p e këtij reaksioni është konstanta e disociimit K d:

K d = . / . (10.11)

Nëse përqendrimet e ekuilibrit i shprehim në terma të përqendrimit të një elektroliti të dobët C dhe shkallës së disociimit të tij α, atëherë marrim:

K d \u003d C. α. C. α/C. (1-α) = C. α 2 /1-α. (10.12)

Kjo marrëdhënie quhet Ligji i hollimit të Ostwald. Për elektrolitet shumë të dobëta në α<<1 это уравнение упрощается:

K d \u003d C. α 2. (10.13)

Kjo na lejon të konkludojmë se, në hollimin e pafund, shkalla e disociimit α tenton në unitet.

Ekuilibri protolitik në ujë:

Në një temperaturë konstante në tretësirat e holluara, përqendrimi i ujit në ujë është konstant dhe i barabartë me 55.5, ( )

, (10.15)

ku K in është produkti jonik i ujit.

Pastaj = 10 -7 . Në praktikë, për shkak të komoditetit të matjes dhe regjistrimit, përdoret një vlerë - vlera e pH, (kriteri) i forcës së një acidi ose baze. Në mënyrë të ngjashme .

Nga ekuacioni (11.15): . Në pH = 7 - reagimi i tretësirës është neutral, në pH<7 – кислая, а при pH>7 - alkaline.

Në kushte normale (0°C):

, pastaj

Figura 10.4 - pH e substancave dhe sistemeve të ndryshme

10.7 Tretësira të elektroliteve të forta

Në një tretësirë të një elektroliti të fortë, substanca e tretur gjendet kryesisht në formën e joneve (kationeve dhe anioneve); molekulat e padisocuara praktikisht mungojnë.

Dallimi themelor midis elektroliteve të fortë dhe të dobët është se ekuilibri i disociimit të elektroliteve të fortë është zhvendosur plotësisht në të djathtë:

H 2 SO 4 \u003d H + + HSO 4 -,

Shkencëtari holandez Petrus Josephus Wilhelmus Debye dhe shkencëtari gjerman Erich Hückel postuluan:

1) elektroliti disociohet plotësisht, por në tretësira relativisht të holluara (C M = 0,01 mol. l -1);

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

ku C + dhe C - janë përqendrimet analitike të kationit dhe anionit, përkatësisht;

γ + dhe γ - - koeficientët e aktivitetit të tyre.

(10.17)

Është e pamundur të përcaktohet aktiviteti i secilit jon veç e veç, prandaj, për elektrolitet me ngarkesë të vetme, vlerat mesatare gjeometrike të aktiviteteve i

dhe koeficientët e aktivitetit:

Koeficienti i aktivitetit Debye-Hückel varet të paktën nga temperatura, lejueshmëria e tretësit (ε) dhe forca jonike (I); kjo e fundit shërben si masë e intensitetit të fushës elektrike të krijuar nga jonet në tretësirë.

Për një elektrolit të caktuar, forca jonike shprehet me ekuacionin Debye-Hückel:

Forca jonike, nga ana tjetër, është e barabartë me

ku C është përqendrimi analitik;

z është ngarkesa e kationit ose anionit.

Për një elektrolit të vetëm të ngarkuar, forca jonike është e njëjtë me përqendrimin. Kështu, NaCl dhe Na 2 SO 4 në të njëjtat përqendrime do të kenë fuqi të ndryshme jonike. Krahasimi i vetive të tretësirave të elektroliteve të forta mund të bëhet vetëm kur forcat jonike janë të njëjta; edhe papastërtitë e vogla ndryshojnë në mënyrë dramatike vetitë e elektrolitit.

Figura 10.5 - Varësia

Në varësi të shkallës së disociimit, elektrolitet dallohen të fortë dhe të dobët. K është konstanta e disociimit, e cila varet nga temperatura dhe natyra e elektrolitit dhe tretësit, por nuk varet nga përqendrimi i elektrolitit. Reaksionet ndërmjet joneve në tretësirat e elektrolitit shkojnë pothuajse deri në fund në drejtim të formimit të precipitateve, gazeve dhe elektroliteve të dobëta.

Një elektrolit është një substancë që përcjell rrymë elektrike për shkak të shpërbërjes në jone, që ndodh në tretësirë dhe shkrirje, ose lëvizjes së joneve në rrjetat kristalore të elektroliteve të ngurta. Shembuj të elektroliteve janë tretësirat ujore të acideve, kripërave dhe bazave dhe disa kristaleve (për shembull, jodidi argjendi, dioksidi i zirkonit).

Si të identifikoni elektrolitet e fortë dhe të dobët

Në të njëjtën kohë, proceset e bashkimit të joneve në molekula vazhdojnë në elektrolit. Për të karakterizuar në mënyrë sasiore disociimin elektrolitik, u prezantua koncepti i shkallës së disociimit. Më shpesh, ato nënkuptojnë një zgjidhje ujore që përmban jone të caktuara (për shembull, "thithja e elektroliteve" në zorrë). Zgjidhje me shumë komponentë për elektrodepozitimin e metaleve, si dhe gravurë etj. (term teknik, p.sh., elektrolit me ar).

Objekti kryesor i kërkimit dhe zhvillimit në elektroplating janë elektrolitet për trajtimin dhe veshjen e sipërfaqes. Në gravimin kimik të metaleve, emrat e elektroliteve përcaktohen nga emri i acideve bazë ose alkaleve që kontribuojnë në shpërbërjen e metalit. Kështu formohet emri i grupit të elektroliteve. Ndonjëherë ndryshimi (veçanërisht në madhësinë e polarizimit) midis elektroliteve të grupeve të ndryshme nivelohet nga aditivët që përmbahen në elektrolite.

Elektrolitet dhe disociimi elektrolitik

Prandaj, një emër i tillë nuk mund të jetë një emër klasifikimi (d.m.th., grupi), por duhet të shërbejë si një emër nëngrupi shtesë i elektrolitit. Nëse dendësia e elektrolitit në të gjitha qelizat e baterisë është normale ose afër normales (1,25-1,28 g / cm3), dhe NRC nuk është më e ulët se 12,5 V, atëherë është e nevojshme të kontrolloni për një qark të hapur brenda baterisë . Nëse dendësia e elektrolitit në të gjitha qelizat është e ulët, bateria duhet të ngarkohet derisa dendësia të stabilizohet.

Në inxhinieri[redakto redakto tekstin wiki]

Gjatë kalimit nga një gjendje në tjetrën, treguesit e tensionit dhe densitetit të elektrolitit ndryshojnë në mënyrë lineare brenda kufijve të caktuar (Fig. 4 dhe Tabela 1). Sa më thellë të shkarkohet bateria, aq më e ulët është dendësia e elektrolitit. Prandaj, vëllimi i elektrolitit përmban sasinë e acidit sulfurik të nevojshëm për përdorimin e plotë të substancës aktive të pllakave në reaksion.

Përçueshmëria jonike është e natyrshme në shumë komponime kimike që kanë një strukturë jonike, të tilla si kripërat në gjendje të ngurtë ose të shkrirë, si dhe shumë solucione ujore dhe jo ujore. Disociimi elektrolitik kuptohet si zbërthimi i molekulave të elektrolitit në tretësirë me formimin e joneve të ngarkuar pozitivisht dhe negativisht - kationet dhe anionet. Shkalla e disociimit shpesh shprehet si përqindje. Kjo shpjegohet me faktin se përqendrimet e bakrit dhe argjendit metalik futen në konstantën e ekuilibrit.

Kjo shpjegohet me faktin se përqendrimi i ujit gjatë reaksioneve në tretësirat ujore ndryshon shumë pak. Prandaj, supozohet se përqendrimi mbetet konstant dhe futet në konstantën e ekuilibrit. Meqenëse elektrolitet formojnë jone në tretësirë, të ashtuquajturat ekuacione të reaksionit jonik shpesh përdoren për të pasqyruar thelbin e reaksioneve.

Termi elektrolit përdoret gjerësisht në biologji dhe mjekësi. Procesi i shpërbërjes së molekulave në një tretësirë elektrolite ose shkrirja në jone quhet shpërbërje elektrolitike. Prandaj, një pjesë e caktuar e molekulave të substancës shpërndahet në elektrolite. Nuk ka kufi të qartë midis këtyre dy grupeve; e njëjta substancë mund të shfaqë vetitë e një elektroliti të fortë në një tretës dhe një të dobët në një tjetër.

Teoria e disociimit elektrolitik propozuar nga shkencëtari suedez S. Arrhenius në 1887.

Disociimi elektrolitik- kjo është zbërthimi i molekulave të elektrolitit me formimin e joneve të ngarkuar pozitivisht (kationet) dhe të ngarkuar negativisht (anionet) në tretësirë.

Për shembull, acidi acetik shpërndahet si kjo në një tretësirë ujore:

CH 3 COOH⇄H + + CH 3 COO - .

Disociimi është një proces i kthyeshëm. Por elektrolite të ndryshme shpërndahen ndryshe. Shkalla varet nga natyra e elektrolitit, përqendrimi i tij, natyra e tretësit, kushtet e jashtme (temperatura, presioni).

Shkalla e disociimit α - raporti i numrit të molekulave të zbërthyera në jone me numrin total të molekulave:

α=v´(x)/v(x).

Shkalla mund të ndryshojë nga 0 në 1 (nga mungesa e disociimit deri në përfundimin e plotë të tij). Tregohet në përqindje. Përcaktohet në mënyrë eksperimentale. Gjatë shpërbërjes së elektrolitit, numri i grimcave në tretësirë rritet. Shkalla e disociimit tregon forcën e elektrolitit.

Të dallojë të fortë dhe elektrolite të dobëta.

Elektrolite të forta- këto janë elektrolite, shkalla e disociimit të të cilave kalon 30%.

Elektrolite me fuqi mesatare- këto janë ato, shkalla e disociimit të të cilëve ndahet në intervalin nga 3% në 30%.

Elektrolite të dobëta- shkalla e disociimit në një tretësirë ujore 0,1 M është më pak se 3%.

Shembuj të elektroliteve të dobët dhe të fortë.

Elektrolitet e forta në tretësirat e holluara dekompozohen plotësisht në jone, d.m.th. α = 1. Por eksperimentet tregojnë se disociimi nuk mund të jetë i barabartë me 1, ai ka një vlerë të përafërt, por nuk është i barabartë me 1. Ky nuk është një ndarje e vërtetë, por një e dukshme.

Për shembull, le një lidhje α = 0.7. Ato. sipas teorisë së Arrhenius-it, 30% e molekulave të padisocuara "notojnë" në tretësirë. Dhe 70% formuan jone të lira. Dhe teoria elektrostatike i jep një përkufizim të ndryshëm këtij koncepti: nëse α \u003d 0.7, atëherë të gjitha molekulat shpërndahen në jone, por jonet janë vetëm 70% të lirë, dhe 30% e mbetur janë të lidhur nga ndërveprimet elektrostatike.

Shkalla e dukshme e disociimit.

Shkalla e disociimit varet jo vetëm nga natyra e tretësit dhe tretësirës, por edhe nga përqendrimi i tretësirës dhe temperatura.

Ekuacioni i disociimit mund të përfaqësohet si më poshtë:

AK ⇄ A- + K + .

Dhe shkalla e shkëputjes mund të shprehet si më poshtë:

Me një rritje të përqendrimit të tretësirës, shkalla e disociimit të elektrolitit zvogëlohet. Ato. vlera e shkallës për një elektrolit të caktuar nuk është një vlerë konstante.

Meqenëse disociimi është një proces i kthyeshëm, ekuacionet e shpejtësisë së reagimit mund të shkruhen si më poshtë:

Nëse shpërbërja është ekuilibër, atëherë normat janë të barabarta dhe si rezultat marrim konstante ekuilibri(konstanta e disociimit):

K varet nga natyra e tretësit dhe nga temperatura, por nuk varet nga përqendrimi i tretësirave. Nga ekuacioni mund të shihet se sa më shumë molekula të padisociuara, aq më e ulët është vlera e konstantës së disociimit të elektrolitit.

Acidet polibazike ndahen në hapa, dhe çdo hap ka vlerën e vet të konstantës së disociimit.

Nëse një acid polibazik shkëputet, atëherë protoni i parë ndahet më lehtë, dhe ndërsa ngarkesa e anionit rritet, tërheqja rritet, dhe për këtë arsye protoni ndahet shumë më vështirë. Për shembull,

Konstantat e disociimit të acidit fosforik në çdo fazë duhet të jenë shumë të ndryshme:

I - faza:

II - faza:

III - faza:

Në fazën e parë, acidi fosforik është një acid me forcë mesatare, dhe në fazën e dytë është i dobët, në fazën e tretë është shumë i dobët.

Shembuj të konstantave të ekuilibrit për disa tretësirë elektrolite.

Konsideroni një shembull:

Nëse në një tretësirë që përmban jone argjendi i shtohet bakri metalik, atëherë në momentin e ekuilibrit, përqendrimi i joneve të bakrit duhet të jetë më i madh se përqendrimi i argjendit.

Por konstanta ka një vlerë të ulët:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Gjë që sugjeron se në kohën kur u arrit ekuilibri, shumë pak klorur argjendi ishte tretur.

Përqendrimi i bakrit dhe argjendit metalik futet në konstantën e ekuilibrit.

Produkt jonik i ujit.

Tabela e mëposhtme përmban të dhëna:

Kjo konstante quhet produkt jonik i ujit, e cila varet vetëm nga temperatura. Sipas disociimit, ekziston një jon hidroksid për 1 jon H +. Në ujin e pastër, përqendrimi i këtyre joneve është i njëjtë: H + ] = [Oh - ].

Prandaj, [ H + ] = [Oh- ] = = 10-7 mol/l.

Nëse një substancë e huaj, si acidi klorhidrik, i shtohet ujit, përqendrimi i joneve të hidrogjenit do të rritet, por produkti jonik i ujit nuk varet nga përqendrimi.

Dhe nëse shtoni alkali, atëherë përqendrimi i joneve do të rritet, dhe sasia e hidrogjenit do të ulet.

Përqendrimi dhe janë të ndërlidhura: sa më shumë një vlerë, aq më pak tjetra.

Aciditeti i tretësirës (pH).

Aciditeti i tretësirave zakonisht shprehet me përqendrimin e joneve H + . Në mjedise acidike pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH\u003d 10 -7 mol / l, në alkaline - pH> 10 -7 mol/l.
Aciditeti i një tretësire shprehet me logaritmin negativ të përqendrimit të joneve të hidrogjenit, duke e quajtur atë pH.

pH = -lg[ H + ].

Marrëdhënia ndërmjet konstantes dhe shkallës së disociimit.

Shqyrtoni një shembull të ndarjes së acidit acetik:

Le të gjejmë një konstante:

Përqendrimi molar С=1/V, e zëvendësojmë në ekuacion dhe marrim:

Këto ekuacione janë sipas ligjit të mbarështimit të W. Ostwald, sipas të cilit konstanta e disociimit të elektrolitit nuk varet nga hollimi i tretësirës.