التفكك التام. نظرية التفكك الكهربائي. درجة التفكك الالكتروليتي

يمكن تقسيم جميع المواد ، وفقًا لقدرتها على توصيل التيار الكهربائي في المحلول أو في الحالة المنصهرة ، إلى مجموعتين: إلكتروليتات وغير إلكتروليتات.

الشواردتسمى المواد ، المحاليل أو المواد المنصهرة التي توصل تيارًا كهربائيًا. تشمل الإلكتروليتات الأحماض والقواعد والأملاح.

غير المنحلات بالكهرباءتسمى المواد ، المحاليل أو المواد المنصهرة التي لا تجري تيارًا كهربائيًا. على سبيل المثال ، العديد من المواد العضوية.

تختلف قدرة الإلكتروليتات (موصلات من النوع الثاني) على توصيل التيار الكهربائي اختلافًا جوهريًا عن الموصلية الكهربائية للمعادن (الموصلات من النوع الأول): ترجع الموصلية الكهربائية للمعادن إلى حركة الإلكترونات ، والتوصيل الكهربائي للمعادن ترتبط الشوارد بحركة الأيونات.

وجد أنه في محاليل الأحماض والقواعد والأملاح ، تكون القيم التي تم العثور عليها تجريبياً لـ p ، tcryst. ، Tboil. ، Posm ، أعلى من تلك المحسوبة نظريًا لنفس المحلول من خلال تركيزه المولي في أنابمجرد ( أنا- معامل متساوي التوتر). علاوة على ذلك ، زاد عدد الجسيمات في محلول كلوريد الصوديوم مرتين تقريبًا ، وفي محلول CaCl2 - 3 مرات.

لشرح سمات سلوك الإلكتروليتات ، اقترح العالم السويدي س. أرهينيوس في عام 1887 نظرية تسمى نظرية التفكك الالكتروليتي... جوهر النظرية كما يلي:

• 1. عند إذابتها في الماء ، تتحلل (تنفصل) الإلكتروليتات إلى جسيمات مشحونة (أيونات) - كاتيونات موجبة الشحنة (Na + ، K + ، Ca2 + ، H +) وأنيونات سالبة الشحنة (Cl- ، SO42- ، CO32- ، OH -). تختلف خصائص الأيونات تمامًا عن خصائص الذرات التي تكونها. يسمى تحلل مادة محايدة إلى أيونات نتيجة تفاعل كيميائي مع مذيب التفكك الالكتروليتي.
• 2. تحت تأثير التيار الكهربائي ، تكتسب الأيونات حركة اتجاهية: تتحرك الكاتيونات إلى قطب سالب الشحنة (كاثود) ، والأنيونات - إلى قطب موجب الشحنة (الأنود).
• 3. التفكك هو عملية قابلة للانعكاس والتوازن. هذا يعني أنه بالتوازي مع تفكك الجزيئات إلى أيونات (التفكك) ، فإن عملية دمج الأيونات في جزيئات (الارتباط) مستمرة: CA K + + A-.
• 4. في المحلول ، تكون الأيونات في حالة رطبة.

للتقييم الكمي للتفكك الإلكتروليتي ، يتم استخدام المفهوم درجة التفكك الالكتروليتي() هي نسبة عدد الجزيئات المتحللة إلى أيونات إلى العدد الإجمالي للجزيئات الذائبة. يتم تحديد درجة التفكك تجريبياً ويتم التعبير عنها في شكل كسور أو نسب مئوية. تعتمد درجة التفكك الإلكتروليتي على طبيعة المذيب والمذاب ودرجة حرارة المحلول وتركيزه:

• 1. كلما كان المذيب أكثر قطبية ، زادت درجة تفكك الإلكتروليت فيه.
• 2. المواد ذات الروابط القطبية الأيونية والتساهمية تخضع للتفكك.
• 3. ارتفاع درجة الحرارة يزيد من تفكك الشوارد الضعيفة.
• 4. مع انخفاض تركيز المنحل بالكهرباء (مع التخفيف) تزداد درجة التفكك.

اعتمادًا على حجم درجة التفكك ، تنقسم الإلكتروليتات (بتركيز محاليلها 0.1 م) تقليديًا إلى:

وفقًا لنوع الأيونات المتكونة أثناء التفكك ، يمكن تقسيم جميع الإلكتروليتات إلى أحماض وقواعد وأملاح.

حامض- تفكك الشوارد بتكوين كاتيونات H + وبقايا حمضية (Cl- كلوريد ، NO3- نترات ، SO42- - كبريتات ، HCO3 بيكربونات ، كربونات CO32). على سبيل المثال: НСl Н ++ Сl- ، H2SO4 2Н ++ SO42-.

إن وجود أيون الهيدروجين في المحاليل الحمضية ، بشكل أكثر دقة ، أيون H3O + رطب ، يحدد الخصائص العامة للأحماض (الطعم الحامض ، التأثير على المؤشرات ، التفاعل مع القلويات ، التفاعل مع المعادن مع إطلاق الهيدروجين ، إلخ).

في الأحماض متعددة القاعدة ، يحدث التفكك تدريجيًا ، وتتميز كل خطوة بحجمها الخاص لدرجة التفكك. لذلك ، يتفكك حمض الفوسفوريك في ثلاث خطوات:

المرحلة الأولى	H3РO4 Н + + H2РO4-
المرحلة الثانية	H2РO4- Н + + HРO42-
المرحلة الثالثة	HPO42- H + PO43-

و 3<2<1, т.е. распад электролита на ионы протекает, в основном, по первой ступени и в растворе ортофосфорной кислоты будут находиться преимущественно ионы Н+ и H2РO4-. Причины этого в том, что ионы водорода значительно сильнее притягиваются к трехзарядному иону РO43- и двухзарядному иону HРO42-, чем к однозарядному H2РO4-. Кроме того, на 2-ой и 3-ей ступенях имеет место смещение равновесия в сторону исходной формы по принципу Ле-Шателье за счет накапливающихся ионов водорода.

أسس- تفكك الكهارل لتكوين أيونات الهيدروكسيد فقط (OH-) كأنيونات. بعد إزالة OH- ، تبقى الكاتيونات: Na + ، Ca2 + ، NH4 +. على سبيل المثال: NaOH Na + + OH-، Ca (OH) 2 Ca2 + + 2 OH-.

يتم تحديد الخصائص العامة للقواعد (صابونة اللمس ، والعمل على المؤشر ، والتفاعل مع الأحماض ، وما إلى ذلك) من خلال وجود مجموعة OH- هيدروكسو في المحاليل الأساسية.

بالنسبة للقواعد متعددة الأحماض ، فإن التفكك التدريجي هو خاصية مميزة:

المرحلة الأولى	Ва (ОН) 2 Ва (ОН) + + ОН-
المرحلة الثانية	Ba (OH) + Ba2 + + OH-

يستمر تفكك هيدروكسيدات الأمفوتريك كقاعدة وكحمض. لذلك ، يمكن أن يستمر تفكك هيدروكسيد الزنك في الاتجاهات التالية (في هذه الحالة ، يتغير التوازن اعتمادًا على الوسط وفقًا لمبدأ Le Chatelier):

ملح- هذه هي إلكتروليتات تنفصل إلى كاتيونات معدنية (أو مجموعات تحل محلها) وأنيونات من بقايا الحمض.

الأملاح المتوسطة تتفكك تمامًا: CuSO4 Cu2 + + SO42-. على عكس الأملاح المتوسطة ، تنفصل الأملاح الحمضية والقاعدية في خطوات:

المرحلة الأولى	NaHCO3 Na + + HCO3-	Сu (ОН) Cl Сu () + + Cl-
المرحلة الثانية	НСО3- Н + + СО32-	Cu (OH) + Cu2 + + OH- ،

علاوة على ذلك ، فإن درجة تفكك الأملاح في المرحلة الثانية صغيرة جدًا.

تبادل التفاعلات في المحاليل المنحل بالكهرباءهي تفاعلات بين الأيونات. الشرط الضروري لمسار تفاعلات التبادل في محاليل الإلكتروليت هو تكوين مركبات أو مركبات تفكك ضعيفة والتي يتم إطلاقها من المحلول في شكل راسب أو غاز.

عند كتابة معادلات التفاعلات في شكل جزيئي أيوني ، تتم كتابة المركبات المنفصلة بشكل ضعيف والغازية وقليلة الذوبان في الشكل الجزيئات، وشوارد قوية قابلة للذوبان - في شكل الأيونات.عند كتابة المعادلات الأيونية ، تأكد من اتباع جدول ذوبان الأحماض والقواعد والأملاح في الماء (الملحق أ).

لنفكر في طريقة كتابة المعادلات الأيونية باستخدام الأمثلة.

مثال 1.اكتب معادلة التفاعل في شكل جزيئي أيوني:

ВаСl2 + K2SО4 = ВаSО4 + 2KСl

الحل: الأملاح عبارة عن إلكتروليتات قوية وتتفكك تقريبًا إلى أيونات. نظرًا لأن BaSO4 مركب غير قابل للذوبان عمليًا (انظر الجدول في الملحق أ) ، فإن الجزء الأكبر من كبريتات الباريوم سيكون في شكل غير مرتبط ، لذلك سنكتب هذه المادة في شكل جزيئات ، وبقية الأملاح القابلة للذوبان ، على شكل أيونات:

Ba2 + + 2Сl- + 2K + + SO42- = BaSО4 + 2K + + 2Сl-

كما يتضح من المعادلة الجزيئية الأيونية الكاملة التي تم الحصول عليها ، لا تتفاعل الأيونات K + و Сl ، وبالتالي ، باستثناءهما ، نحصل على معادلة جزيئية أيونية قصيرة:

Ba2 + SO42- = BaSO4 ،

يشير السهم إلى أن المادة الناتجة تترسب.

يمكن تمثيل أي تفاعلات تحدث في المحاليل بين الإلكتروليتات بواسطة المعادلات الأيونية. علاوة على ذلك ، ينعكس جوهر أي تفاعل كيميائي بدقة من خلال معادلة جزيئية أيونية قصيرة. بناءً على المعادلة الجزيئية الأيونية ، يمكنك بسهولة كتابة المعادلة الجزيئية.

مثال 2.تطابق المعادلة الجزيئية مع المعادلة الجزيئية الأيونية التالية: 2H + + S2- = H2S.

الحل: تتشكل أيونات الهيدروجين عن طريق تفكك أي حمض قوي ، مثل حمض الهيدروكلوريك. يجب إضافة أيونات الكلور إلى أيونات الهيدروجين في المعادلة الأيونية القصيرة. يجب إضافة الكاتيونات (على سبيل المثال ، 2K +) إلى أيونات الكبريتيد ، لتشكيل إلكتروليت قابل للذوبان جيدًا. ثم يجب كتابة نفس الأيونات على الجانب الأيمن. ثم سيكون للمعادلات الأيونية الجزيئية والجزيئية الشكل الكامل:

• 2Н + + 2Сl- + 2K + + S2- = Н2S + 2K + + 2Сl-
• 2 НСl + K2S = Н2S + 2 KСl-

موضوعات مبرمج الاستخدام:التفكك الالكتروليتي للشوارد في محاليل الحقن. شوارد قوية وضعيفة.

– هذه هي المواد والمحاليل والمواد المنصهرة التي توصل تيارًا كهربائيًا.

التيار الكهربائي هو الحركة المنظمة للجسيمات المشحونة تحت تأثير المجال الكهربائي. وبالتالي ، توجد جسيمات مشحونة في المحاليل أو الإلكتروليتات المنصهرة. في المحاليل المنحل بالكهرباء ، كقاعدة عامة ، ترجع الموصلية الكهربائية إلى وجود الأيونات.

يونسهي جسيمات مشحونة (ذرات أو مجموعات ذرات). افصل أيونات موجبة الشحنة ( الايونات الموجبة) والأيونات سالبة الشحنة ( الأنيونات).

التفكك الالكتروليتي - هذه هي عملية تحلل الإلكتروليت إلى أيونات أثناء انحلاله أو ذوبانه.

مواد منفصلة - الشواردو غير المنحلات بالكهرباء... إلى غير المنحلات بالكهرباءتشتمل على مواد ذات رابطة تساهمية غير قطبية قوية (مواد بسيطة) ، وجميع الأكاسيد (التي هي كيميائيًا ليستتفاعل مع الماء) ، معظم المواد العضوية (باستثناء المركبات القطبية - الأحماض الكربوكسيلية ، أملاحها ، الفينولات) - الألدهيدات ، الكيتونات ، الهيدروكربونات ، الكربوهيدرات.

إلى الشوارد تتضمن بعض المواد ذات الرابطة القطبية التساهمية والمواد ذات الشبكة البلورية الأيونية.

ما هو جوهر عملية التفكك الالكتروليتي؟

ضع بعض بلورات كلوريد الصوديوم في أنبوب اختبار وأضف الماء. بعد فترة ، ستذوب البلورات. ماذا حدث؟
كلوريد الصوديوم مادة ذات شبكة بلورية أيونية. يتكون بلور NaCl من أيونات Na +و Cl - ... في الماء ، تتحلل هذه البلورة إلى وحدات هيكلية ، أيونات. في هذه الحالة ، تتفكك الروابط الكيميائية الأيونية وبعض الروابط الهيدروجينية بين جزيئات الماء. تتفاعل أيونات Na + و Cl - المحتجزة في الماء مع جزيئات الماء. في حالة أيونات الكلوريد ، يمكننا التحدث عن التجاذب الكهروستاتيكي لجزيئات الماء ثنائي القطب (القطبية) إلى أنيون الكلور ، وفي حالة كاتيونات الصوديوم ، فإنها تقترب من متلقي المتبرع في الطبيعة (عندما يكون زوج الإلكترون لذرة الأكسجين على المدارات الشاغرة لأيون الصوديوم). الأيونات المحاطة بجزيئات الماء مغطاةقذيفة الترطيب. يوصف تفكك كلوريد الصوديوم بالمعادلة:

NaCl = Na + + Cl -

عندما يتم إذابة المركبات ذات الرابطة القطبية التساهمية في الماء ، فإن جزيئات الماء ، المحيطة بجزيء قطبي ، تمد الرابطة أولاً ، مما يزيد قطبيتها ، ثم تقسمها إلى أيونات ، يتم ترطيبها وتوزيعها بالتساوي في المحلول. على سبيل المثال ، يتفكك الزيلوت الهيدروكلوريكي إلى أيونات على النحو التالي: HCl = H + + Cl -.

أثناء الذوبان ، عندما يتم تسخين البلورة ، تبدأ الأيونات في أداء اهتزازات شديدة في عقد الشبكة البلورية ، ونتيجة لذلك يتم تدميرها ، يتشكل ذوبان يتكون من أيونات.

تتميز عملية التفكك الإلكتروليتي بحجم درجة تفكك جزيئات المادة:

درجة التفكك هي نسبة عدد الجزيئات المفككة (المفككة) إلى العدد الإجمالي لجزيئات الإلكتروليت. أي ما هو جزء جزيئات المادة الأولية التي تتحلل إلى أيونات في المحلول أو تذوب.

α = منتج N / N المرجع ، حيث:

N prodiss هو عدد الجزيئات المنفصلة ،

N المرجع هو العدد الأولي للجزيئات.

وفقًا لدرجة التفكك ، يتم تقسيم الإلكتروليتات على قويو ضعيف.

الشوارد القوية (α≈1):

1. جميع الأملاح القابلة للذوبان (بما في ذلك أملاح الأحماض العضوية - أسيتات البوتاسيوم CH 3 COOK ، فورمات الصوديوم HCOONa ، إلخ.)

2. أحماض قوية: HCl ، HI ، HBr ، HNO 3 ، H 2 SO 4 (في المرحلة الأولى) ، HClO 4 ، إلخ ؛

3. القلويات: NaOH ، KOH ، LiOH ، RbOH ، CsOH ؛ Ca (OH) 2 ، الأب (OH) 2 ، Ba (OH) 2.

شوارد قويةتتحلل إلى أيونات بشكل شبه كامل في المحاليل المائية ، ولكن فقط في. في المحاليل ، حتى الشوارد القوية يمكن أن تتحلل جزئيًا فقط. أولئك. درجة تفكك الإلكتروليتات القوية α تساوي تقريبًا 1 فقط للمحاليل غير المشبعة للمواد. في المحاليل المشبعة أو المركزة ، يمكن أن تكون درجة تفكك الإلكتروليتات القوية أقل من أو تساوي 1: α≤1.

شوارد ضعيفة (α<1):

1. الأحماض الضعيفة ، بما في ذلك. عضوي؛

2. قواعد غير قابلة للذوبان وهيدروكسيد الأمونيوم NH 4 OH ؛

3. غير قابل للذوبان وبعض الأملاح قليلة الذوبان (حسب الذوبان).

غير المنحلات بالكهرباء:

1. الأكاسيد التي لا تتفاعل مع الماء (الأكاسيد التي تتفاعل مع الماء ، عندما تذوب في الماء ، تدخل في تفاعل كيميائي مع تكوين الهيدروكسيدات) ؛

2. مواد بسيطة

3. معظم المواد العضوية ذات الروابط الضعيفة القطبية أو غير القطبية (الألدهيدات ، الكيتونات ، الهيدروكربونات ، إلخ).

كيف تنفصل المواد؟ درجة التفكك مميزة قويو ضعيفالشوارد.

شوارد قوية تتفكك تمامًا (في المحاليل المشبعة) ، في خطوة واحدة ، تتفكك جميع الجزيئات إلى أيونات ، تقريبًا بشكل لا رجوع فيه. يرجى ملاحظة أن الأيونات المستقرة فقط تتشكل في المحلول أثناء التفكك. يمكن العثور على الأيونات الأكثر شيوعًا في جدول الذوبان - هذه هي ورقة الغش الرسمية الخاصة بك لأي اختبار. درجة تفكك الإلكتروليتات القوية تساوي تقريبًا 1. على سبيل المثال ، أثناء تفكك أيونات فوسفات الصوديوم Na + و PO 4 3- تتشكل:

Na 3 PO 4 → 3Na + + PO 4 3-

NH 4 Cr (SO 4) 2 → NH 4 + Cr 3+ + 2SO 4 2–

التفكك شوارد ضعيفة : أحماض بولياسيك وقواعد بولي أسيد يحدث بشكل تدريجي وعكس... أولئك. أثناء تفكك الإلكتروليتات الضعيفة ، يتحلل جزء صغير جدًا فقط من الجسيمات الأولية إلى أيونات. على سبيل المثال ، حمض الكربونيك:

H 2 CO 3 H + HCO 3 -

HCO 3 - H + + CO 3 2–

ينفصل هيدروكسيد المغنيسيوم أيضًا على مرحلتين:

ملغ (أوه) 2 ⇄ مغ (أوه) + أوه -

ملغ (أوه) + مغ 2+ + أوه -

الأملاح الحمضية تتفكك أيضا خطوة بخطوة، أولاً يتم كسر الروابط الأيونية ، ثم الروابط القطبية التساهمية. على سبيل المثال ، كربونات هيدروجين البوتاسيوم وهيدروكسي كلوريد المغنيسيوم:

KHCO 3 ⇄ K + + HCO 3 - (α = 1)

HCO 3 - H + + CO 3 2– (α< 1)

ملغ (أوه) Cl ⇄ MgOH + + Cl - (α = 1)

MgOH + Mg 2+ + OH - (α<< 1)

درجة تفكك الإلكتروليتات الضعيفة أقل بكثير من 1: α<<1.

ومن أهم أحكام نظرية التفكك الإلكتروليتي:

1. عند إذابتها في الماء ، تتفكك الشوارد (تتحلل) إلى أيونات.

2. سبب تفكك الإلكتروليتات في الماء هو ترطيبها ، أي التفاعل مع جزيئات الماء وكسر الرابطة الكيميائية فيه.

3. تحت تأثير المجال الكهربائي الخارجي ، تنتقل الأيونات الموجبة الشحنة إلى القطب الموجب الشحنة - الكاثود ، وتسمى الكاتيونات. تتحرك الإلكترونات سالبة الشحنة باتجاه القطب السالب - الأنود. يطلق عليهم الأنيونات.

4. يحدث التفكك الالكتروليتي بشكل عكسي للإلكتروليتات الضعيفة ، ويكاد يكون لا رجوع فيه بالنسبة للإلكتروليتات القوية.

5. يمكن أن تتفكك الإلكتروليتات إلى أيونات بدرجات متفاوتة ، اعتمادًا على الظروف الخارجية وتركيز وطبيعة المنحل بالكهرباء.

6. تختلف الخصائص الكيميائية للأيونات عن تلك الخاصة بالمواد البسيطة. يتم تحديد الخواص الكيميائية لمحاليل الإلكتروليت من خلال خصائص تلك الأيونات التي تتشكل منها أثناء التفكك.

أمثلة.

1. مع التفكك غير الكامل لـ 1 مول من الملح ، كان إجمالي كمية الأيونات الموجبة والسالبة في المحلول 3.4 مول. صيغة الملح - أ) K 2 S b) Ba (ClO 3) 2 c) NH 4 NO 3 d) Fe (NO 3) 3

حل: أولاً ، دعنا نحدد قوة الإلكتروليتات. يمكن القيام بذلك بسهولة باستخدام جدول الذوبان. جميع الأملاح الواردة في الإجابات قابلة للذوبان ، أي. شوارد قوية. بعد ذلك ، نكتب معادلات التفكك الإلكتروليتي ونستخدم المعادلة لتحديد الحد الأقصى لعدد الأيونات في كل حل:

أ) K 2 S 2K + S 2– ،مع التفكك الكامل لـ 1 مول من الملح ، يتم تكوين 3 مول من الأيونات ، ولن يعمل أكثر من 3 مول من الأيونات بأي شكل من الأشكال ؛

ب) با (ClO 3) 2 ⇄ Ba 2+ + 2ClO 3 -، مرة أخرى ، عندما يتحلل 1 مول من الملح ، يتم تكوين 3 مول من الأيونات ، لا يتم تكوين أكثر من 3 مول من الأيونات بأي شكل من الأشكال ؛

الخامس) NH 4 NO 3 NH 4 + + NO 3 -، أثناء تحلل 1 مول من نترات الأمونيوم ، يتم تكوين 2 مول من الأيونات على الأكثر ، ولا يتم تكوين أكثر من 2 مول من الأيونات بأي شكل من الأشكال ؛

ز) Fe (NO 3) 3 Fe 3+ + 3NO 3 -، مع التحلل الكامل 1 مول من نترات الحديد (III) ، يتم تشكيل 4 مول من الأيونات. لذلك ، مع التحلل غير الكامل لـ 1 مول من نترات الحديد ، يمكن تكوين عدد أقل من الأيونات (التحلل غير الكامل ممكن في محلول ملح مشبع). لذلك ، الخيار 4 يناسبنا.

المحاليل المائية لبعض المواد هي موصلات للتيار الكهربائي. تصنف هذه المواد على أنها إلكتروليتات. المنحلات بالكهرباء هي أحماض وقواعد وأملاح وذوبان مواد معينة.

تعريف

تسمى عملية تحلل الإلكتروليتات إلى أيونات في المحاليل المائية وتذوب تحت تأثير تيار كهربائي التفكك الالكتروليتي.

محاليل بعض المواد في الماء لا توصل الكهرباء. تسمى هذه المواد غير المنحل بالكهرباء. وتشمل هذه العديد من المركبات العضوية مثل السكريات والكحوليات.

نظرية التفكك الالكتروليتي

صاغ العالم السويدي س. أرهينيوس (1887) نظرية التفكك الإلكتروليتي. الأحكام الرئيسية لنظرية س. أرهينيوس:

- الشوارد ، عندما تذوب في الماء ، تتفكك (تتفكك) إلى أيونات موجبة وسالبة الشحنة ؛

- تحت تأثير التيار الكهربائي ، تنتقل الأيونات الموجبة الشحنة إلى القطب السالب (الكاتيونات) ، وتتحرك الأيونات سالبة الشحنة إلى القطب الموجب (الأنيونات) ؛

- التفكك عملية قابلة للعكس

KA ↔ K + A -

آلية التفكك الإلكتروليتي هي تفاعل أيوني ثنائي القطب بين الأيونات وثنائيات أقطاب الماء (الشكل 1).

أرز. 1. التفكك الالكتروليتي لمحلول كلوريد الصوديوم

تنفصل المواد ذات الروابط الأيونية بسهولة أكبر. وبالمثل ، يحدث التفكك في الجزيئات المتكونة من نوع الرابطة التساهمية القطبية (طبيعة التفاعل هي ثنائي القطب ثنائي القطب).

تفكك الأحماض والقواعد والأملاح

أثناء تفكك الأحماض ، تتشكل أيونات الهيدروجين (H +) دائمًا ، أو بالأحرى الهيدرونيوم (H 3 O +) ، وهي المسؤولة عن خصائص الأحماض (الطعم الحامض ، عمل المؤشرات ، التفاعل مع القواعد ، إلخ. ).

HNO 3 ↔ H + + NO 3 -

أثناء تفكك القواعد ، تتشكل دائمًا أيونات هيدروكسيد الهيدروجين (OH -) ، وهي المسؤولة عن خصائص القواعد (تغيير لون المؤشرات ، والتفاعل مع الأحماض ، وما إلى ذلك).

هيدروكسيد الصوديوم ↔ Na + + OH -

الأملاح عبارة عن إلكتروليتات ، ينتج عن تفككها كاتيونات معدنية (أو كاتيون أمونيوم NH 4 +) وأنيونات من بقايا الحمض.

CaCl 2 Ca 2+ + 2Cl -

الأحماض والقواعد بولياسيك تنفصل في خطوات.

H 2 SO 4 ↔ H + H + 4 - (المرحلة الأولى)

H SO 4 - ↔ H + + SO 4 2- (المرحلة الثانية)

Ca (OH) 2 + + OH - (المرحلة الأولى)

+ ↔ Ca 2+ + OH -

درجة التفكك

بين الإلكتروليتات ، يتم التمييز بين المحاليل الضعيفة والقوية. لتوصيف هذا المقياس ، هناك مفهوم وقيمة درجة التفكك (). درجة التفكك هي نسبة عدد الجزيئات المنفصلة في الأيونات إلى العدد الإجمالي للجزيئات. غالبا ما يتم التعبير عنه في ٪.

تشمل الإلكتروليتات الضعيفة المواد التي تكون فيها درجة التفكك في محلول عشري (0.1 مول / لتر) أقل من 3٪. تشتمل الإلكتروليتات القوية على مواد تكون فيها درجة التفكك في محلول عشاري مولاري (0.1 مول / لتر) أكثر من 3٪. لا تحتوي محاليل الإلكتروليتات القوية على جزيئات غير منفصلة ، وتؤدي عملية الارتباط (التوحيد) إلى تكوين أيونات مائية وأزواج أيونات.

تتأثر درجة التفكك بشكل خاص بطبيعة المذيب ، وطبيعة المادة المذابة ، ودرجة الحرارة (في الإلكتروليتات القوية ، تنخفض درجة التفكك مع زيادة درجة الحرارة ، وفي الإلكتروليتات الضعيفة تمر عبر حد أقصى في نطاق درجة حرارة 60 درجة مئوية) ، تركيز المحاليل ، إدخال أيونات تحمل الاسم نفسه في المحلول.

المنحلات بالكهرباء المتذبذبة

هناك إلكتروليتات ، عند فصلها ، تشكل أيونات H + و OH. تسمى هذه الإلكتروليتات مذبذبة ، على سبيل المثال: Be (OH) 2 ، Zn (OH) 2 ، Sn (OH) 2 ، Al (OH) 3 ، Cr (OH) 3 ، إلخ.

H + RO - ↔ ROH ↔ R + + OH -

معادلات التفاعل الأيوني

التفاعلات في المحاليل المائية للكهارل هي تفاعلات بين الأيونات - تفاعلات أيونية مكتوبة باستخدام المعادلات الأيونية في الأشكال الجزيئية والأيونية الكاملة والأيونية المختصرة. على سبيل المثال:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (الشكل الجزيئي)

با 2+ + 2 Cl − + 2 نا+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 نا + + 2 Cl- (شكل أيوني كامل)

Ba 2 + + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (شكل أيوني مختصر)

قيمه الحامضيه

الماء عبارة عن إلكتروليت ضعيف ، لذا فإن عملية التفكك غير مهمة.

H 2 O ↔ H + + OH -

يمكن تطبيق قانون العمل الجماعي على أي توازن ويمكن كتابة التعبير عن ثابت التوازن:

ك = /

وبالتالي ، فإن تركيز توازن الماء هو قيمة ثابتة.

K = = KW

من الملائم التعبير عن حموضة (قاعدية) محلول مائي من حيث اللوغاريتم العشري للتركيز المولي لأيونات الهيدروجين ، المأخوذة بعلامة معاكسة. هذه القيمة تسمى قيمة الرقم الهيدروجيني.

جميع المواد مقسمة إلى مجموعتين كبيرتين: الشواردو غير المنحلات بالكهرباء.

الشوارد تسمى المواد (باستثناء المعادن) ، المحاليل أو المواد المنصهرة التي توصل تيارًا كهربائيًا. تشتمل الإلكتروليتات على مركبات تتكون من روابط قطبية أيونية أو تساهمية. هذه مواد معقدة: أملاح ، قواعد ، أحماض ، أكاسيد معدنية (توصل التيار الكهربائي فقط في حالة الذوبان).

غير المنحلات بالكهرباء تسمى المواد ، المحاليل أو المواد المنصهرة التي لا تجري تيارًا كهربائيًا. وتشمل هذه المواد البسيطة والمعقدة المكونة من روابط تساهمية ذات قطبية منخفضة أو غير قطبية.

تم شرح خصائص المحاليل والإلكتروليتات المنصهرة لأول مرة في نهاية القرن التاسع عشر من قبل العالم السويدي سفانتي أرهينيوس. خلق خاص نظرية التفكك الالكتروليتي ، الأحكام الرئيسية التي تمت مراجعتها وتطويرها بواسطة علماء آخرين ، تتم صياغتها حاليًا على النحو التالي.

1. جزيئات (أو وحدات الصيغة) من الإلكتروليت في المحاليل أو تذوب تتحلل إلى أيونات موجبة وسالبة الشحنة. تسمى هذه العملية بالتفكك الإلكتروليتي. المجموع الكلي لشحنات الأيونات الموجبة يساوي مجموع شحنات الأيونات السالبة ؛ لذلك ، تظل محاليل أو ذوبان الإلكتروليتات ككل محايدة كهربيًا.يمكن أن تكون الأيونات مثل بسيط تتكون من ذرة واحدة فقط (Na + ، Cu 2+ ، Cl - ، S 2-) ، و مركب تتكون من ذرات من عدة عناصر (SO 4 2–، PO 4 3–، NH 4 +، -).

تختلف الأيونات البسيطة في خواصها الفيزيائية والكيميائية والفسيولوجية اختلافًا كبيرًا عن الذرات المحايدة التي تكونت منها. بادئ ذي بدء ، تعتبر الأيونات جسيمات أكثر استقرارًا من الذرات المحايدة ، ويمكن أن توجد في محاليل أو تذوب لفترة غير محدودة دون الدخول في تفاعل لا رجوع فيه مع البيئة.

يفسر هذا الاختلاف في خصائص الذرات والأيونات لنفس العنصر من خلال البنية الإلكترونية المختلفة لهذه الجسيمات.

لذا ، فإن الأيونات البسيطة لعناصر s- و p تكون في حالة أكثر استقرارًا من الذرات المحايدة ، لأن لها تكوينًا إلكترونيًا كاملًا للطبقة الخارجية ، على سبيل المثال:

يتم تحلل الإلكتروليتات إلى أيونات في الذوبان نتيجة لتأثير درجات الحرارة المرتفعة ، وفي المحاليل الناتجة عن عمل جزيئات المذيبات.

تتمثل إحدى ميزات المركبات الأيونية في وجود أيونات جاهزة في العقد الخاصة بشبكتها البلورية ، وفي عملية تفكك هذه المواد ، يمكن لثنائيات أقطاب المذيب (الماء) تدمير هذه الشبكة الأيونية فقط (الشكل 18) .

المواد المكونة من الروابط التساهمية القطبية تنتقل إلى محلول على شكل جزيئات فردية ، والتي ، مثل جزيئات Н 2 ، هي ثنائيات أقطاب ، على سبيل المثال:

 + –

في هذه الحالة ، فإن ثنائيات الأقطاب Н 2 ، التي توجه نفسها بشكل مناسب حول جزيء الإلكتروليت المذاب ، تتسبب في مزيد من الاستقطاب للرابطة التساهمية الموجودة فيها ، ثم تمزقها النهائي غير المتجانسة (الشكل 29).

H - ClH + + Cl

أرز. 29. مخطط التفكك الإلكتروليتي في محلول جزيء حمض الهيدروكلوريك القطبي

تستمر عملية التفكك الإلكتروليتي بالتزامن مع عملية انحلال المواد ، وبالتالي في المحاليل تكون جميع الأيونات في حالة رطبة (محاطة بقذائف من جزيئات H2O).

ومع ذلك ، من أجل التبسيط ، في معادلات التفاعلات الكيميائية ، يتم تصوير الأيونات بدون قشور الماء المحيطة: H + ، NO 3 - ، K + ، إلخ.

2. تتحرك أيونات الإلكتروليت في المحلول أو الذوبان بسبب الحركة الحرارية بشكل عشوائي في جميع الاتجاهات. ولكن إذا تم إنزال الأقطاب الكهربائية إلى محلول أو ذوبان وتمرير تيار كهربائي ، فإن أيونات الإلكتروليت الموجبة الشحنة تبدأ في التحرك نحو القطب السالب الشحنة - القطب السالب (لذلك يطلق عليها بشكل مختلفالايونات الموجبة) ، والأيونات سالبة الشحنة - إلى قطب موجب الشحنة - الأنود (لذلك يطلق عليها بشكل مختلفالأنيونات).

وبالتالي ، فإن الإلكتروليتات هي موصلات من الدرجة الثانية. إنها تحمل شحنة كهربائية بسبب الحركة الاتجاهية للأيونات. من ناحية أخرى ، فإن المعادن هي موصلات من النوع الأول ، لأن إجراء تيار كهربائي بسبب الحركة الاتجاهية للإلكترونات.

3. عملية التفكك الإلكتروليتي يمكن عكسها. إلى جانب تحلل الجزيئات إلى أيونات ، تحدث العملية المعاكسة دائمًا - دمج الأيونات في جزيئات أو ارتباط. لذلك ، في معادلات تفاعلات التفكك الإلكتروليتي للمواد ، بدلاً من علامة التساوي "=" ، وضعوا علامة الانعكاس "" ، على سبيل المثال:

المواد - الشوارد ، عندما تذوب في الماء ، تتحلل إلى جزيئات مشحونة - أيونات. والعكس هو الاستقطاب أو الارتباط. يتم تفسير تكوين الأيونات من خلال نظرية التفكك الإلكتروليتي (أرهينيوس ، 1887). تتأثر آلية تحلل المركبات الكيميائية أثناء الذوبان والذوبان بخصائص أنواع الروابط الكيميائية وهيكل وطبيعة المذيب.

المنحلات بالكهرباء وغير الموصلة

في المحاليل والذوبان ، يحدث تدمير الشبكات والجزيئات البلورية - التفكك الكهربائي (ED). يترافق تفكك المواد مع تكوين الأيونات وظهور خاصية مثل التوصيل الكهربائي. ليس كل مركب قادرًا على الانفصال ، ولكن فقط المواد التي تتكون في البداية من أيونات أو جسيمات قطبية قوية. يفسر وجود الأيونات الحرة قدرة الإلكتروليتات على إجراء التيار. القواعد والأملاح والعديد من الأحماض غير العضوية وبعض الأحماض العضوية لديها هذه القدرة. تتكون غير الموصلات من جزيئات منخفضة القطبية أو غير مستقطبة. لا تتحلل إلى أيونات ، كونها غير إلكتروليتات (العديد من المركبات العضوية). ناقلات الشحنة هي أيونات موجبة وسالبة (كاتيونات وأنيونات).

دور S. Arrhenius وغيره من الكيميائيين في دراسة التفكك

تم إثبات نظرية التفكك الإلكتروليتي في عام 1887 من قبل عالم من السويد س. أرهينيوس. لكن الدراسات الأولى المكثفة لخصائص الحلول أجراها العالم الروسي م. لومونوسوف. ساهم في دراسة الجسيمات المشحونة الناتجة عن انحلال المواد ، T. Grothus و M. Faraday ، R. Lenz. أثبت أرهينيوس أن العديد من المركبات العضوية وغير العضوية عبارة عن إلكتروليتات. أوضح العالم السويدي الموصلية الكهربائية للحلول عن طريق تحلل المادة إلى أيونات. لم تعلق نظرية أرينيوس حول التفكك الإلكتروليتي أهمية على المشاركة المباشرة لجزيئات الماء في هذه العملية. يعتقد العلماء الروس منديليف وكابلوكوف وكونوفالوف وآخرون أن الذوبان يحدث - تفاعل المذيب والمذاب. عندما يتعلق الأمر بأنظمة المياه ، يتم استخدام اسم "الترطيب". هذه عملية فيزيائية كيميائية معقدة ، كما يتضح من تكوين الهيدرات ، والظواهر الحرارية ، والتغير في لون المادة وظهور الرواسب.

الأحكام الرئيسية لنظرية التفكك الإلكتروليتي (TED)

لقد عمل العديد من العلماء على صقل نظرية س. أرهينيوس. تطلب تحسينه ، مع مراعاة البيانات الحديثة حول بنية الذرة ، الروابط الكيميائية. تمت صياغة الأحكام الرئيسية لـ TED ، والتي تختلف عن الأطروحات الكلاسيكية في أواخر القرن التاسع عشر:

يجب أن تؤخذ الظواهر التي تحدث في الاعتبار عند وضع المعادلات: تطبيق علامة خاصة لعملية قابلة للعكس ، وحساب الشحنات السالبة والموجبة: يجب أن تتطابق في المجموع.

آلية ED من المواد الأيونية

تأخذ النظرية الحديثة للتفكك الإلكتروليتي في الاعتبار بنية الإلكتروليت والمواد المذيبة. عند الذوبان ، يتم تدمير الروابط بين الجسيمات المشحونة بشكل معاكس في البلورات الأيونية تحت تأثير جزيئات الماء القطبية. إنهم حرفياً "يسحبون" الأيونات من الجزء الأكبر إلى المحلول. يصاحب التحلل تكوين غلاف مذيب (في الماء - الماء) حول الأيونات. بالإضافة إلى الماء ، تحتوي الكيتونات والكحوليات المنخفضة على ثابت عازل متزايد. أثناء تفكك كلوريد الصوديوم إلى أيونات الصوديوم والكلوريد ، يتم تسجيل مرحلة أولية ، مصحوبة بتوجيه ثنائيات أقطاب الماء بالنسبة إلى أيونات السطح في البلورة. في المرحلة النهائية ، يتم إطلاق الأيونات المائية وانتشارها في السائل.

آلية ED للمركبات ذات الرابطة التساهمية القطبية القوية

تؤثر جزيئات المذيبات على عناصر التركيب البلوري للمواد غير الأيونية. على سبيل المثال ، يؤدي تأثير ثنائيات أقطاب الماء على حمض الهيدروكلوريك إلى تغيير نوع الرابطة في الجزيء من قطبي تساهمي إلى أيوني. تنفصل المادة ، تدخل أيونات الهيدروجين والكلور المميهة في المحلول. يثبت هذا المثال أهمية تلك العمليات التي تحدث بين جزيئات المذيب والمركب الذائب. هذا التفاعل هو الذي يؤدي إلى تكوين أيونات المنحل بالكهرباء.

نظرية التفكك الالكتروليتي والفئات الرئيسية للمركبات غير العضوية

في ضوء الأحكام الرئيسية لـ TED ، يمكن تسمية الحمض بالكهرباء ، خلال التحلل الذي لا يمكن اكتشافه إلا البروتون H + من الأيونات الموجبة. يصاحب تفكك القاعدة تكوين أو إطلاق من الشبكة البلورية لـ OH - الأنيون والكاتيون المعدني فقط. يعطي الملح الطبيعي عند الذوبان أيون فلز موجب والآخر سالب - بقايا حمضية. يتميز الملح الأساسي بوجود نوعين من الأنيونات: مجموعة OH وبقايا الحمض. في الملح الحمضي ، يوجد الهيدروجين والمعدن فقط من الكاتيونات.

قوة الشوارد

لتوصيف حالة مادة في محلول ، يتم استخدام كمية مادية - درجة التفكك (α). أوجد قيمتها من نسبة عدد الجزيئات المفككة إلى عددها الإجمالي في المحلول. يتم تحديد عمق التفكك بظروف مختلفة. تعتبر المعلمات العازلة للمذيب وهيكل المركب الذائب مهمة. عادة ، تقل درجة التفكك مع زيادة التركيز وتزداد مع زيادة درجة الحرارة. في كثير من الأحيان ، يتم التعبير عن درجة تفكك مادة معينة في أجزاء من الوحدة.

تصنيف المنحل بالكهرباء

لم تتضمن نظرية التفكك الإلكتروليتي في نهاية القرن التاسع عشر أحكامًا بشأن تفاعل الأيونات في المحلول. بدا تأثير جزيئات الماء على توزيع الكاتيونات والأنيونات غير مهم بالنسبة لأرينيوس. كانت أفكار أرهينيوس حول الإلكتروليتات القوية والضعيفة رسمية. بناءً على الأحكام الكلاسيكية ، يمكنك الحصول على القيمة α = 0.75-0.95 للإلكتروليتات القوية. أثبتت التجارب عدم رجعة تفككهم (α → 1). تتحلل الأملاح القابلة للذوبان وأحماض الكبريتيك والهيدروكلوريك والقلويات بالكامل تقريبًا إلى أيونات. الأحماض الكبريتية ، النيتروز ، الهيدروفلوريك ، الأحماض الفوسفورية يتم فصلها جزئيًا. تعتبر السليكون ، والخل ، وكبريتيد الهيدروجين ، والأحماض الكربونية ، وهيدروكسيد الأمونيوم ، والقواعد غير القابلة للذوبان إلكتروليتات ضعيفة. يشار إلى الماء أيضًا على أنه إلكتروليت ضعيف. ينفصل جزء صغير من جزيئات Н 2 ، بينما يحدث استقطاب الأيونات.