ամբողջական տարանջատում. Էլեկտրական տարանջատման տեսություն. Էլեկտրոլիտային տարանջատման աստիճանը

Բոլոր նյութերը, ըստ լուծույթում կամ հալած վիճակում էլեկտրական հոսանք վարելու ունակության, կարելի է բաժանել երկու խմբի՝ էլեկտրոլիտներ և ոչ էլեկտրոլիտներ։

էլեկտրոլիտներՆյութերը կոչվում են այն նյութերը, որոնց լուծույթները կամ հալվածքները փոխանցում են էլեկտրական հոսանք։ Էլեկտրոլիտները ներառում են թթուներ, հիմքեր և աղեր:

Ոչ էլեկտրոլիտներԱյն նյութերը կոչվում են այն նյութերը, որոնց լուծույթները կամ հալվածքները չեն փոխանցում էլեկտրական հոսանք։ Օրինակ՝ շատ օրգանական նյութեր։

Էլեկտրոլիտների (երկրորդ տեսակի հաղորդիչների) հոսանք վարելու ունակությունը սկզբունքորեն տարբերվում է մետաղների (առաջին տեսակի հաղորդիչներ) էլեկտրական հաղորդունակությունից. մետաղների էլեկտրական հաղորդունակությունը պայմանավորված է էլեկտրոնների շարժմամբ, իսկ էլեկտրական հաղորդունակությամբ էլեկտրոլիտները կապված են իոնների շարժման հետ:

Պարզվել է, որ թթուների, հիմքերի և աղերի լուծույթներում փորձնականորեն գտնված են p, tcrystal, tboil, po. եսմեկ անգամ ( ես- իզոտոնիկ գործակից): Ընդ որում, NaCl լուծույթում մասնիկների թիվը աճել է գրեթե 2 անգամ, իսկ CaCl2 լուծույթում՝ 3 անգամ։

Էլեկտրոլիտների վարքագիծը բացատրելու համար շվեդ գիտնական Ս. Արհենիուսը 1887 թվականին առաջարկել է մի տեսություն, որը կոչվում է. էլեկտրոլիտիկ դիսոցիացիայի տեսություններ. Տեսության էությունը հետևյալն է.

• 1. Ջրում լուծվելիս էլեկտրոլիտները քայքայվում են (տարանջատվում) լիցքավորված մասնիկների (իոնների)՝ դրական լիցքավորված կատիոնների (Na +, K +, Ca2 +, H +) և բացասական լիցքավորված անիոնների (Cl-, SO42-, CO32-, OH): -): Իոնների հատկությունները լիովին տարբերվում են այն ատոմներից, որոնք առաջացրել են դրանք։ Չեզոք նյութի իոնների տարրալուծումը լուծիչի հետ քիմիական փոխազդեցության արդյունքում կոչվում է էլեկտրոլիտիկ դիսոցացիա.
• 2. Էլեկտրական հոսանքի ազդեցությամբ իոնները ձեռք են բերում ուղղորդված շարժում՝ կատիոնները շարժվում են դեպի բացասական լիցքավորված էլեկտրոդ (կաթոդ), անիոնները՝ դեպի դրական լիցքավորված էլեկտրոդ (անոդ)։
• 3. Դիսոցացիան շրջելի և հավասարակշռված գործընթաց է: Սա նշանակում է, որ մոլեկուլների իոնների քայքայմանը (դիսոցացիա) զուգահեռ տեղի է ունենում իոնների մոլեկուլների միացման (ասոցիացիա) գործընթաց՝ KA K+ + A-։
• 4. Լուծման մեջ իոնները գտնվում են հիդրատացված վիճակում։

Էլեկտրոլիտիկ տարանջատման քանակական գնահատման համար օգտագործվում է հայեցակարգը էլեկտրոլիտիկ դիսոցիացիայի աստիճաններ() իոնների քայքայված մոլեկուլների քանակի հարաբերակցությունն է լուծված մոլեկուլների ընդհանուր թվին: Որոշվում է դիսոցման աստիճանը էմպիրիկ կերպովև արտահայտվում է որպես կոտորակ կամ տոկոս: Էլեկտրոլիտիկ տարանջատման աստիճանը կախված է լուծիչի և լուծվող նյութի բնույթից, լուծույթի ջերմաստիճանից և կոնցենտրացիայից.

• 1. Որքան բևեռային է լուծիչը, այնքան բարձր է նրանում էլեկտրոլիտի դիսոցման աստիճանը։
• 2. Իոնային և կովալենտային բևեռային կապերով նյութերը ենթարկվում են դիսոցացման։
• 3. Ջերմաստիճանի բարձրացումը մեծացնում է թույլ էլեկտրոլիտների դիսոցումը։
• 4. Էլեկտրոլիտի կոնցենտրացիայի նվազմամբ (նոսրացման ժամանակ) դիսոցման աստիճանը մեծանում է։

Կախված դիսոցման աստիճանի մեծությունից՝ պայմանականորեն էլեկտրոլիտները (դրանց լուծույթների 0,1 Մ կոնցենտրացիայում) բաժանվում են.

Ըստ տարանջատման ժամանակ առաջացած իոնների տեսակի՝ բոլոր էլեկտրոլիտները կարելի է բաժանել թթուների, հիմքերի, աղերի։

թթուներ- էլեկտրոլիտներ, որոնք տարանջատվում են միայն H + կատիոնների և թթվային մնացորդի ձևավորման հետ (Cl--քլորիդ, NO3--նիտրատ, SO42--սուլֆատ, HCO3 բիկարբոնատ, CO32 կարբոնատ): Օրինակ՝ Hcl H++Cl-, H2SO4 2H++SO42-։

Թթվային լուծույթներում ջրածնի իոնի, ավելի ճիշտ՝ հիդրացված H3O + իոնի առկայությունը որոշում է թթուների ընդհանուր հատկությունները (թթու համ, ազդեցություն ցուցիչների վրա, փոխազդեցություն ալկալիների հետ, մետաղների հետ փոխազդեցություն ջրածնի արտազատմամբ և այլն)։

Պոլիբազային թթուներում դիսոցումը տեղի է ունենում աստիճաններով, և յուրաքանչյուր քայլ բնութագրվում է իր դիսոցման աստիճանով։ Այսպիսով, ֆոսֆորաթթուն տարանջատվում է երեք քայլով.

բեմադրում եմ	H3PO4 H+ + H2PO4-
II փուլ	H2PO4- H+ + HPO42-
III փուլ	HRO42- H+ + PO43-

Եվ 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.

Հիմնադրամներ- էլեկտրոլիտներ, որոնք տարանջատվում են միայն հիդրօքսիդի իոնների (OH-) ձևավորման հետ՝ որպես անիոններ: OH--ի տարանջատումից հետո մնում են կատիոնները՝ Na +, Ca2 +, NH4 +։ Օրինակ՝ NaOH Na + + OH-, Ca (OH) 2 Ca2 + + 2 OH-:

Հիմքերի ընդհանուր հատկությունները (հպման ժամանակ օճառունակություն, ցուցիչի վրա ազդեցություն, թթուների հետ փոխազդեցություն և այլն) որոշվում են բազային լուծույթներում OH- հիդրոքսո խմբերի առկայությամբ։

Բազմաթթվային հիմքերի համար փուլային տարանջատումը բնորոշ է.

բեմադրում եմ	Ba(OH)2 Ba(OH)+ + OH-
II փուլ	Ba(OH)+ Ba2+ + OH-

Ամֆոտերային հիդրօքսիդների տարանջատումն ընթանում է և՛ որպես հիմք, և՛ որպես թթու։ Այսպիսով, ցինկի հիդրօքսիդի տարանջատումը կարող է ընթանալ հետևյալ ուղղություններով (այս դեպքում հավասարակշռությունը փոխվում է կախված միջավայրից՝ Le Chatelier սկզբունքի համաձայն).

աղ- Սրանք էլեկտրոլիտներ են, որոնք տարանջատվում են մետաղական կատիոնների (կամ այն ​​փոխարինող խմբերի) և թթվային մնացորդի անիոնների:

Միջին աղերը ամբողջությամբ տարանջատվում են՝ CuSO4 Cu2+ + SO42-: Ի տարբերություն միջին աղերի, թթվային և հիմնային աղերը տարանջատվում են հետևյալ քայլերով.

բեմադրում եմ	NaНСО3 Na+ + НСО3-	Cu(OH)Cl Cu(OH)+ + Cl-
II փուլ	HCO3- H+ + CO32-	Cu(OH)+ Cu2+ + OH-,

ընդ որում, երկրորդ փուլում աղերի տարանջատման աստիճանը շատ փոքր է։

Փոխանակման ռեակցիաներ էլեկտրոլիտային լուծույթներումռեակցիաներ են իոնների միջև։ Էլեկտրոլիտային լուծույթներում փոխանակման ռեակցիաների առաջացման անհրաժեշտ պայմանը թույլ տարանջատվող միացությունների կամ միացությունների առաջացումն է, որոնք լուծույթից ազատվում են նստվածքի կամ գազի տեսքով։

Իոնային-մոլեկուլային ձևով ռեակցիայի հավասարումներ գրելիս ձևով գրվում են թույլ տարանջատվող, գազային և քիչ լուծվող միացությունները. մոլեկուլները, և լուծվող ուժեղ էլեկտրոլիտներ՝ ձևով իոններ.Իոնային հավասարումներ գրելիս անպայման հետևեք ջրի մեջ թթուների, հիմքերի և աղերի լուծելիության աղյուսակին (Հավելված Ա):

Դիտարկենք օրինակների միջոցով իոնային հավասարումներ գրելու տեխնիկան:

Օրինակ 1Գրե՛ք ռեակցիայի հավասարումը իոն-մոլեկուլային ձևով.

BaCl2 + K2SO4 = BaSO4 + 2KCl

Լուծում. Աղերը ուժեղ էլեկտրոլիտներ են և գրեթե ամբողջությամբ տարանջատվում են իոնների: Քանի որ BaSO4-ը գործնականում չլուծվող միացություն է (տես Հավելված Ա աղյուսակը), բարիումի սուլֆատի հիմնական մասը կլինի չտարանջատված ձևով, ուստի մենք այս նյութը կգրենք մոլեկուլների տեսքով, իսկ մնացած աղերը, որոնք լուծելի են, իոնների ձևը.

Ba2+ + 2Cl- + 2K+ + SO42- = BaSO4 + 2K+ + 2Cl-

Ինչպես երևում է ստացված ամբողջական իոն-մոլեկուլային հավասարումից, K+ և Cl- իոնները չեն փոխազդում, հետևաբար, բացառելով դրանք, ստանում ենք հակիրճ իոն-մոլեկուլային հավասարում.

Ba2+ + SO42- = BaSO4,

Սլաքը ցույց է տալիս, որ ստացված նյութը նստում է:

Իոնային հավասարումները կարող են ներկայացնել ցանկացած ռեակցիա, որը տեղի է ունենում էլեկտրոլիտների միջև լուծույթներում: Ավելին, ցանկացած քիմիական ռեակցիայի էությունը արտացոլվում է հենց իոն-մոլեկուլային կարճ հավասարմամբ։ Իոն-մոլեկուլային հավասարման հիման վրա կարելի է հեշտությամբ գրել մոլեկուլային հավասարում։

Օրինակ 2Համապատասխանեցրե՛ք մոլեկուլային հավասարումը հետևյալ իոն-մոլեկուլային հավասարմանը. 2H+ + S2- = H2S:

Լուծում. Ջրածնի իոնները ձևավորվում են ցանկացած ուժեղ թթվի, օրինակ՝ HCl-ի տարանջատման ժամանակ: Կարճ իոնային հավասարման մեջ ջրածնի իոններին պետք է ավելացվեն երկու քլորիդ իոններ: Կատիոնները (օրինակ՝ 2K+) պետք է ավելացվեն սուլֆիդային իոններին՝ առաջացնելով լուծվող, լավ տարանջատվող էլեկտրոլիտ։ Այնուհետեւ նույն իոնները պետք է գրվեն աջ կողմում։ Այնուհետև ամբողջական իոն-մոլեկուլային և մոլեկուլային հավասարումները կունենան ձև.

• 2H+ + 2Cl- + 2K+ + S2- = H2S + 2K+ + 2Cl-
• 2 HCl + K2S = H2S + 2 KCl-

USE կոդավորիչի թեմաներ.Էլեկտրոլիտների էլեկտրոլիտային տարանջատումը ջրային լուծույթներում: Ուժեղ և թույլ էլեկտրոլիտներ.

– Սրանք այն նյութերն են, որոնց լուծույթները և հալվածքները փոխանցում են էլեկտրական հոսանք։

Էլեկտրական հոսանքը լիցքավորված մասնիկների պատվիրված շարժումն է էլեկտրական դաշտի ազդեցության տակ։ Այսպիսով, էլեկտրոլիտների լուծույթներում կամ հալոցներում կան լիցքավորված մասնիկներ։ Էլեկտրոլիտային լուծույթներում, որպես կանոն, էլեկտրական հաղորդունակությունը պայմանավորված է իոնների առկայությամբ։

իոններլիցքավորված մասնիկներ են (ատոմներ կամ ատոմների խմբեր)։ Առանձնացրեք դրական լիցքավորված իոնները կատիոններ) և բացասական լիցքավորված իոններ ( անիոններ).

Էլեկտրոլիտիկ դիսոցացիա - Սա էլեկտրոլիտի տարրալուծման կամ հալման ժամանակ իոնների տարրալուծման գործընթացն է:

Առանձին նյութեր - էլեկտրոլիտներև ոչ էլեկտրոլիտներ. TO ոչ էլեկտրոլիտներներառում են ուժեղ կովալենտային ոչ բևեռային կապով նյութեր (պարզ նյութեր), բոլոր օքսիդները (որոնք քիմիական ոչփոխազդում են ջրի հետ), օրգանական նյութերի մեծ մասը (բացառությամբ բևեռային միացությունների՝ կարբոքսիլաթթուների, դրանց աղերի, ֆենոլների) են ալդեհիդները, կետոնները, ածխաջրածինները, ածխաջրերը։

TO էլեկտրոլիտներ ներառում են կովալենտային բևեռային կապով որոշ նյութեր և իոնային բյուրեղային ցանցով նյութեր:

Ո՞րն է էլեկտրոլիտիկ տարանջատման գործընթացի էությունը:

Փորձանոթի մեջ լցրեք նատրիումի քլորիդի մի քանի բյուրեղներ և ավելացրեք ջուր։ Որոշ ժամանակ անց բյուրեղները կլուծվեն: Ինչ է պատահել?
Նատրիումի քլորիդը իոնային բյուրեղային ցանցով նյութ է։ NaCl բյուրեղը բաղկացած է Na + իոններիցև Cl- . Ջրի մեջ այս բյուրեղը բաժանվում է կառուցվածքային միավորների՝ իոնների: Այս դեպքում քայքայվում են իոնային քիմիական կապերը և ջրի մոլեկուլների միջև որոշ ջրածնային կապեր։ Na + և Cl - իոնները, որոնք մտնում են ջուր, փոխազդում են ջրի մոլեկուլների հետ: Քլորիդ իոնների դեպքում կարելի է խոսել քլորի անիոնի նկատմամբ դիպոլային (բևեռ) ջրի մոլեկուլների էլեկտրաստատիկ ձգման մասին, իսկ նատրիումի կատիոնների դեպքում այն ​​մոտենում է դոնոր-ընդունող բնույթին (երբ թթվածնի ատոմի էլեկտրոնային զույգը. տեղադրվում է նատրիումի իոնի դատարկ ուղեծրերի վրա): Ջրի մոլեկուլներով շրջապատված իոնները ծածկված ենhydration shell. Նատրիումի քլորիդի տարանջատումը նկարագրվում է հավասարմամբ.

NaCl \u003d Na + + Cl -

Երբ կովալենտային բևեռային կապով միացությունները լուծվում են ջրի մեջ, ջրի մոլեկուլները, շրջապատելով բևեռային մոլեկուլը, սկզբում ձգում են կապը դրա մեջ՝ մեծացնելով դրա բևեռականությունը, այնուհետև այն բաժանում են իոնների, որոնք խոնավացվում են և հավասարաչափ բաշխվում լուծույթում։ Օրինակ, աղաթթուն բաժանվում է իոնների հետևյալ կերպ. HCl \u003d H + + Cl -:

Հալման ժամանակ, երբ բյուրեղը տաքացվում է, իոնները սկսում են ինտենսիվ թրթռումներ կատարել բյուրեղյա ցանցի հանգույցներում, որի արդյունքում այն ​​փլուզվում է, առաջանում է հալվածք, որը բաղկացած է իոններից։

Էլեկտրոլիտային տարանջատման գործընթացը բնութագրվում է նյութի մոլեկուլների տարանջատման աստիճանով.

Դիսոցացիայի աստիճանը տարանջատված (քայքայված) մոլեկուլների քանակի հարաբերակցությունն է էլեկտրոլիտի մոլեկուլների ընդհանուր թվին: Այսինքն՝ սկզբնական նյութի մոլեկուլների որ մասնաբաժինը լուծույթում կամ հալվում է իոնների:

α=N prodis /N ref, որտեղ:

N prodis-ը տարանջատված մոլեկուլների թիվն է,

N ref-ը մոլեկուլների սկզբնական թիվն է:

Ըստ տարանջատման աստիճանի՝ էլեկտրոլիտները բաժանվում են ուժեղև թույլ.

Ուժեղ էլեկտրոլիտներ (α≈1):

1. Բոլոր լուծվող աղերը (ներառյալ օրգանական թթուների աղերը՝ կալիումի ացետատ CH 3 COOK, նատրիումի ֆորմատ HCOONa և այլն)

2. Ուժեղ թթուներ՝ HCl, HI, HBr, HNO 3, H 2 SO 4 (առաջին փուլում), HClO 4 և այլն;

3. Ալկալիներ՝ NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2:

Ուժեղ էլեկտրոլիտներջրային լուծույթներում գրեթե ամբողջությամբ քայքայվում են իոնների, բայց միայն ներսում: Լուծույթներում նույնիսկ ուժեղ էլեկտրոլիտները կարող են միայն մասամբ քայքայվել: Նրանք. α ուժեղ էլեկտրոլիտների տարանջատման աստիճանը մոտավորապես հավասար է 1-ի միայն նյութերի չհագեցած լուծույթների համար։ Հագեցած կամ խտացված լուծույթներում ուժեղ էլեկտրոլիտների տարանջատման աստիճանը կարող է լինել 1-ից փոքր կամ հավասար՝ α≤1:

Թույլ էլեկտրոլիտներ (α<1):

1. Թույլ թթուներ, ներառյալ. օրգանական;

2. Անլուծելի հիմքեր և ամոնիումի հիդրօքսիդ NH 4 OH;

3. Չլուծվող և մի քանի փոքր լուծվող աղեր (կախված լուծելիությունից):

Ոչ էլեկտրոլիտներ.

1. Օքսիդներ, որոնք չեն փոխազդում ջրի հետ (օքսիդները, որոնք փոխազդում են ջրի հետ, երբ լուծվում են ջրի մեջ, մտնում են քիմիական ռեակցիայի մեջ՝ առաջացնելով հիդրօքսիդներ);

2. Պարզ նյութեր;

3. Թույլ բևեռային կամ ոչ բևեռային կապերով օրգանական նյութերի մեծ մասը (ալդեհիդներ, կետոններ, ածխաջրածիններ և այլն):

Ինչպե՞ս են նյութերը տարանջատվում: ըստ տարանջատման աստիճանի ուժեղև թույլէլեկտրոլիտներ.

Ուժեղ էլեկտրոլիտներ ամբողջությամբ տարանջատվել (հագեցած լուծույթներում), մեկ քայլով բոլոր մոլեկուլները գրեթե անշրջելիորեն քայքայվում են իոնների։ Խնդրում ենք նկատի ունենալ, որ լուծույթում տարանջատման ժամանակ ձևավորվում են միայն կայուն իոններ: Ամենատարածված իոնները կարելի է գտնել լուծելիության աղյուսակում՝ ձեր պաշտոնական խաբեության թերթիկը ցանկացած քննության ժամանակ: Ուժեղ էլեկտրոլիտների տարանջատման աստիճանը մոտավորապես հավասար է 1-ի։ Օրինակ՝ նատրիումի ֆոսֆատի տարանջատման ժամանակ առաջանում են Na + և PO 4 3– իոններ.

Na 3 PO 4 → 3Na + + PO 4 3-

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

Դիսոցացիա թույլ էլեկտրոլիտներ պոլիբազային թթուներ և պոլիթթու հիմքեր տեղի է ունենում աստիճանաբար և շրջելի. Նրանք. թույլ էլեկտրոլիտների տարանջատման ժամանակ սկզբնական մասնիկների միայն շատ փոքր մասն է քայքայվում իոնների։ Օրինակ՝ ածխաթթու.

H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 -

HCO 3 – ↔ H + + CO 3 2–

Մագնեզիումի հիդրօքսիդը նույնպես տարանջատվում է 2 քայլով.

Mg (OH) 2 ⇄ Mg (OH) + OH -

Mg(OH) + ⇄ Mg 2+ + OH -

Թթվային աղերը նույնպես տարանջատվում են քայլ առ քայլ, սկզբում կոտրվում են իոնային կապերը, ապա կովալենտային բևեռայինները։ Օրինակ՝ կալիումի ջրածնի կարբոնատ և մագնեզիումի հիդրոքսոքլորիդ.

KHCO 3 ⇄ K + + HCO 3 – (α=1)

HCO 3 – ⇄ H + + CO 3 2– (α< 1)

Mg(OH)Cl ⇄ MgOH + + Cl – (α=1)

MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH - (α<< 1)

Թույլ էլեկտրոլիտների տարանջատման աստիճանը շատ ավելի քիչ է, քան 1: α<<1.

Էլեկտրոլիտային տարանջատման տեսության հիմնական դրույթներն են.

1. Ջրի մեջ լուծարվելիս էլեկտրոլիտները տարանջատվում են (քայքայվում) իոնների։

2. Ջրի մեջ էլեկտրոլիտների տարանջատման պատճառը դրա խոնավացումն է, այսինքն. ջրի մոլեկուլների հետ փոխազդեցություն և դրա մեջ քիմիական կապի խզում:

3. Արտաքին էլեկտրական դաշտի ազդեցության տակ դրական լիցքավորված իոնները շարժվում են դեպի դրական լիցքավորված էլեկտրոդ՝ կաթոդ, դրանք կոչվում են կատիոններ։ Բացասական լիցքավորված էլեկտրոնները շարժվում են դեպի բացասական էլեկտրոդ՝ անոդ։ Դրանք կոչվում են անիոններ։

4. Էլեկտրոլիտիկ տարանջատումը տեղի է ունենում շրջելիորեն թույլ էլեկտրոլիտների դեպքում, իսկ գործնականում անշրջելի է ուժեղ էլեկտրոլիտների դեպքում:

5. Էլեկտրոլիտները կարող են տարբեր աստիճաններով տարանջատվել իոնների՝ կախված էլեկտրոլիտի արտաքին պայմաններից, կոնցենտրացիայից և բնույթից։

6. Իոնների քիմիական հատկությունները տարբերվում են պարզ նյութերի հատկություններից։ Էլեկտրոլիտային լուծույթների քիմիական հատկությունները որոշվում են այն իոնների հատկություններով, որոնք առաջանում են նրանից տարանջատման ժամանակ։

Օրինակներ.

1. 1 մոլ աղի ոչ լրիվ տարանջատման դեպքում լուծույթում դրական և բացասական իոնների ընդհանուր թիվը կազմել է 3,4 մոլ։ Աղի բանաձեւ - ա) K 2 S բ) Ba (ClO 3) 2 գ) NH 4 NO 3 դ) Fe (NO 3) 3

ԼուծումՍկզբից մենք կորոշենք էլեկտրոլիտների ուժը: Դա հեշտությամբ կարելի է անել լուծելիության աղյուսակից: Պատասխաններում տրված բոլոր աղերը լուծելի են, այսինքն. ուժեղ էլեկտրոլիտներ. Այնուհետև մենք գրում ենք էլեկտրոլիտիկ դիսոցիացիայի հավասարումները և, օգտագործելով հավասարումը, որոշում ենք յուրաքանչյուր լուծույթում իոնների առավելագույն քանակը.

ա) K 2 S ⇄ 2K + + S 2–, 1 մոլ աղի ամբողջական տարրալուծմամբ առաջանում է 3 մոլ իոն, 3 մոլից ավելի իոն ոչ մի կերպ չի աշխատի.

բ) Ba(ClO 3) 2 ⇄ Ba 2+ + 2ClO 3 -, դարձյալ 1 մոլ աղի քայքայման ժամանակ առաջանում է 3 մոլ իոն, 3 մոլից ավելի իոն ոչ մի կերպ չի առաջանում;

v) NH 4 NO 3 ⇄ NH 4 + + NO 3 -, 1 մոլ ամոնիումի նիտրատի քայքայման ժամանակ հնարավորինս առաջանում է 2 մոլ իոն, 2 մոլից ավելի իոն ոչ մի կերպ չի առաջանում;

է) Fe(NO 3) 3 ⇄ Fe 3+ + 3NO 3 -, 1 մոլ երկաթի (III) նիտրատի ամբողջական տարրալուծմամբ առաջանում է 4 մոլ իոն։ Ուստի 1 մոլ երկաթի նիտրատի թերի քայքայման դեպքում հնարավոր է ավելի փոքր քանակությամբ իոնների առաջացում (հագեցած աղի լուծույթում հնարավոր է թերի տարրալուծում)։ Հետևաբար, 4-րդ տարբերակը մեզ հարմար է։

Որոշ նյութերի ջրային լուծույթները էլեկտրական հոսանքի հաղորդիչներ են։ Այս նյութերը դասակարգվում են որպես էլեկտրոլիտներ: Էլեկտրոլիտները թթուներ, հիմքեր և աղեր են, որոշ նյութերի հալվածքներ:

ՍԱՀՄԱՆՈՒՄ

Ջրային լուծույթներում էլեկտրոլիտների իոնների տարրալուծման և էլեկտրական հոսանքի ազդեցությամբ հալվելու գործընթացը կոչվում է. էլեկտրոլիտիկ դիսոցացիա.

Ջրի որոշ նյութերի լուծույթները էլեկտրական հոսանք չեն փոխանցում: Նման նյութերը կոչվում են ոչ էլեկտրոլիտներ: Դրանք ներառում են բազմաթիվ օրգանական միացություններ, ինչպիսիք են շաքարը և ալկոհոլը:

Էլեկտրոլիտիկ դիսոցիացիայի տեսություն

Էլեկտրոլիտային տարանջատման տեսությունը ձևակերպել է շվեդ գիտնական Ս. Արրենիուսը (1887 թ.)։ S. Arrhenius-ի տեսության հիմնական դրույթները.

- էլեկտրոլիտները, երբ լուծվում են ջրի մեջ, քայքայվում են (տարանջատվում) դրական և բացասական լիցքավորված իոնների.

- էլեկտրական հոսանքի ազդեցության տակ դրական լիցքավորված իոնները շարժվում են դեպի կաթոդ (կատիոններ), իսկ բացասական լիցքավորվածները շարժվում են դեպի անոդ (անիոններ);

— տարանջատումը շրջելի գործընթաց է

KA ↔ K + + A −

Էլեկտրոլիտիկ տարանջատման մեխանիզմը բաղկացած է իոն-դիպոլ փոխազդեցությունից իոնների և ջրի դիպոլների միջև (նկ. 1):

Բրինձ. 1. Նատրիումի քլորիդի լուծույթի էլեկտրոլիտիկ տարանջատում

Իոնային կապ ունեցող նյութերը ամենահեշտ տարանջատվում են: Նմանապես, տարանջատումը տեղի է ունենում բևեռային կովալենտ կապի տեսակի համաձայն ձևավորված մոլեկուլներում (փոխազդեցության բնույթը դիպոլ-դիպոլ է):

Թթուների, հիմքերի, աղերի տարանջատում

Թթուների տարանջատման ժամանակ միշտ առաջանում են ջրածնի իոններ (H +), ավելի ճիշտ՝ հիդրոնիումի իոններ (H 3 O +), որոնք պատասխանատու են թթուների հատկությունների համար (թթու համ, ցուցիչների գործողություն, հիմքերի հետ փոխազդեցություն և այլն։ .).

HNO 3 ↔ H + + NO 3 -

Հիմքերի տարանջատման ժամանակ միշտ առաջանում են ջրածնի հիդրօքսիդի իոններ (OH -), որոնք պատասխանատու են հիմքերի հատկությունների համար (ցուցանիշների գունաթափում, թթուների հետ փոխազդեցություն և այլն)։

NaOH ↔ Na + + OH −

Աղերը էլեկտրոլիտներ են, որոնց տարանջատման ժամանակ առաջանում են մետաղական կատիոններ (կամ ամոնիումի կատիոն NH 4 +) և թթվային մնացորդների անիոններ։

CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl -

Պոլիբազային թթուները և հիմքերը տարանջատվում են աստիճաններով:

H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - (I փուլ)

HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (II փուլ)

Ca (OH) 2 ↔ + + OH - (I փուլ)

+ ↔ Ca 2+ + OH -

Դիսոցացիայի աստիճանը

Էլեկտրոլիտներից առանձնանում են թույլ և ուժեղ լուծույթները։ Այս չափումը բնութագրելու համար կա դիսոցիացիայի աստիճանի հայեցակարգ և մեծություն (): Դիսոցացման աստիճանը իոնների մեջ տարանջատված մոլեկուլների քանակի հարաբերակցությունն է մոլեկուլների ընդհանուր թվին։ հաճախ արտահայտված %-ով:

Թույլ էլեկտրոլիտները ներառում են նյութեր, որոնցում տասնամոլային լուծույթում (0,1 մոլ/լ) դիսոցման աստիճանը 3%-ից պակաս է: Ուժեղ էլեկտրոլիտները ներառում են նյութեր, որոնցում տասնամոլային լուծույթում (0,1 մոլ/լ) տարանջատման աստիճանը ավելի քան 3% է: Ուժեղ էլեկտրոլիտների լուծույթները չեն պարունակում չտարանջատված մոլեկուլներ, իսկ ասոցիացիայի (ասոցիացման) գործընթացը հանգեցնում է հիդրատացված իոնների և իոնային զույգերի առաջացմանը։

Դիսոցացիայի աստիճանի վրա հատկապես ազդում է լուծիչի բնույթը, լուծվող նյութի բնույթը, ջերմաստիճանը (ուժեղ էլեկտրոլիտների դեպքում դիսոցման աստիճանը նվազում է ջերմաստիճանի բարձրացման հետ, իսկ թույլ էլեկտրոլիտների դեպքում այն ​​անցնում է առավելագույնը 60 ջերմաստիճանի միջակայքում։ o Գ), լուծույթների կոնցենտրացիան, լուծույթում համանուն իոնների ներմուծումը։

Ամֆոտերային էլեկտրոլիտներ

Կան էլեկտրոլիտներ, որոնք տարանջատվելիս ձևավորում են և՛ H+, և՛ OH- իոններ: Նման էլեկտրոլիտները կոչվում են ամֆոտեր, օրինակ՝ Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2, Al (OH) 3, Cr (OH) 3 և այլն։

H + +RO − ↔ ROH ↔ R + + OH −

Իոնային ռեակցիայի հավասարումներ

Էլեկտրոլիտների ջրային լուծույթներում ռեակցիաները իոնների միջև ռեակցիաներ են՝ իոնային ռեակցիաներ, որոնք գրված են մոլեկուլային, լրիվ իոնային և կրճատված իոնային ձևերով իոնային հավասարումների միջոցով: Օրինակ:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (մոլեկուլային ձև)

Ba 2+ + 2 Cl − + 2 Նա+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 Նա + + 2 Cl- (լրիվ իոնային ձև)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (կրճատ իոնային ձև)

pH արժեքը

Ջուրը թույլ էլեկտրոլիտ է, ուստի տարանջատման գործընթացը փոքր չափով է ընթանում:

H 2 O ↔ H + + OH -

Զանգվածի գործողության օրենքը կարող է կիրառվել ցանկացած հավասարակշռության վրա, իսկ հավասարակշռության հաստատունի արտահայտությունը կարող է գրվել.

K = /

Հետևաբար, ջրի հավասարակշռության կոնցենտրացիան հաստատուն արժեք է:

K = = ԿՎտ

Ջրային լուծույթի թթվայնությունը (հիմնականությունը) հարմար կերպով արտահայտվում է ջրածնի իոնների մոլային կոնցենտրացիայի տասնորդական լոգարիթմի միջոցով՝ վերցված հակառակ նշանով։ Այս արժեքը կոչվում է pH արժեք (pH):

Բոլոր նյութերը բաժանված են 2 մեծ խմբի. էլեկտրոլիտներև ոչ էլեկտրոլիտներ.

էլեկտրոլիտներ նյութեր են (բացառությամբ մետաղների), որոնց լուծույթները կամ հալվածքները փոխանցում են էլեկտրական հոսանք։ Էլեկտրոլիտները միացություններ են, որոնք առաջանում են իոնային կամ կովալենտային բևեռային կապերով։ Սրանք բարդ նյութեր են՝ աղեր, հիմքեր, թթուներ, մետաղների օքսիդներ (էլեկտրական հոսանք անցկացնում են միայն հալոցներում)։

Ոչ էլեկտրոլիտներ Այն նյութերը կոչվում են այն նյութերը, որոնց լուծույթները կամ հալվածքները չեն փոխանցում էլեկտրական հոսանք։ Դրանք ներառում են պարզ և բարդ նյութեր, որոնք առաջանում են ցածր բևեռային կամ ոչ բևեռային կովալենտային կապերով։

Էլեկտրոլիտների լուծույթների և հալվածքների հատկությունները առաջին անգամ բացատրվել են 19-րդ դարի վերջին շվեդ գիտնական Սվանտե Արրենիուսի կողմից։ Նրանք ստեղծել են հատուկ էլեկտրոլիտիկ դիսոցիացիայի տեսություն , որի հիմնական դրույթները, փոփոխված և մշակված այլ գիտնականների կողմից, ներկայումս ձևակերպված են հետևյալ կերպ.

1. Էլեկտրոլիտների մոլեկուլները (կամ բանաձևի միավորները) լուծույթներում կամ հալվածքներում քայքայվում են դրական և բացասական լիցքավորված իոնների: Այս գործընթացը կոչվում է էլեկտրոլիտիկ դիսոցացիա։ Դրական իոնների լիցքերի ընդհանուր գումարը հավասար է բացասական իոնների լիցքերի գումարին, ուստի էլեկտրոլիտների լուծույթները կամ հալվածքները հիմնականում մնում են էլեկտրականորեն չեզոք:Իոնները կարող են լինել պարզ , որը բաղկացած է միայն մեկ ատոմից (Na +, Cu 2+, Cl -, S 2-), և համալիր , որը բաղկացած է մի քանի տարրերի ատոմներից (SO 4 2–, PO 4 3–, NH 4 +, –)։

Պարզ իոնները իրենց ֆիզիկական, քիմիական և ֆիզիոլոգիական հատկություններով զգալիորեն տարբերվում են չեզոք ատոմներից, որոնցից առաջացել են: Նախ, իոնները շատ ավելի կայուն մասնիկներ են, քան չեզոք ատոմները, և կարող են գոյություն ունենալ լուծույթներում կամ հալվածքներում անսահմանափակ ժամանակով՝ առանց շրջակա միջավայրի հետ անդառնալի փոխազդեցության:

Նույն տարրի ատոմների և իոնների հատկությունների նման տարբերությունը բացատրվում է այս մասնիկների տարբեր էլեկտրոնային կառուցվածքով։

Այսպիսով, s- և p- տարրերի պարզ իոնները ավելի կայուն վիճակում են, քան չեզոք ատոմները, քանի որ նրանք ունեն արտաքին շերտի ամբողջական էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիա, օրինակ.

Էլեկտրոլիտների տարրալուծումը իոնների հալոցներում իրականացվում է բարձր ջերմաստիճանի, իսկ լուծույթներում՝ լուծիչների մոլեկուլների գործողության շնորհիվ։

Իոնային միացությունների առանձնահատկությունն այն է, որ դրանց բյուրեղային ցանցի հանգույցներում կան պատրաստի իոններ, և այդպիսի նյութերի լուծարման գործընթացում լուծիչի (ջրի) դիպոլները կարող են միայն ոչնչացնել այդ իոնային ցանցը (նկ. 18):

Բևեռային կովալենտային կապերով ձևավորված նյութերը լուծույթ են մտնում առանձին մոլեկուլների տեսքով, որոնք, ինչպես H 2 O մոլեկուլները, դիպոլներ են, օրինակ.

 + –

Այս դեպքում, H 2 O դիպոլները, ճիշտ կողմնորոշվելով լուծված էլեկտրոլիտի մոլեկուլի շուրջ, առաջացնում են դրանում կովալենտային կապի հետագա բևեռացում, իսկ հետո վերջինիս հետերոլիտիկ խզում (նկ. 29):

H–ClH + +Cl

Բրինձ. 29. Բևեռային HCl մոլեկուլի լուծույթում էլեկտրոլիտիկ տարանջատման սխեման

Էլեկտրոլիտիկ տարանջատման գործընթացն ընթանում է նյութերի տարրալուծման գործընթացի հետ միաժամանակ, և, հետևաբար, լուծույթներում բոլոր իոնները գտնվում են հիդրատացված վիճակում (շրջապատված H 2 O մոլեկուլների թաղանթներով):

Այնուամենայնիվ, պարզության համար, քիմիական ռեակցիաների հավասարումների մեջ իոնները պատկերված են առանց դրանց շրջապատող հիդրացիոն թաղանթների՝ H +, NO 3 -, K + և այլն:

2. Էլեկտրոլիտների իոնները լուծույթում կամ ջերմային շարժման արդյունքում հալվում են պատահականորեն շարժվում են բոլոր ուղղություններով: Բայց եթե էլեկտրոդները իջեցվեն լուծույթի մեջ կամ հալվեն, և էլեկտրական հոսանք անցնի, ապա դրական լիցքավորված էլեկտրոլիտի իոնները սկսում են շարժվել դեպի բացասական լիցքավորված էլեկտրոդ՝ կաթոդ (հետևաբար դրանք այլ կերպ են կոչվում.կատիոններ), իսկ բացասական լիցքավորված իոնները՝ դրական լիցքավորված էլեկտրոդին՝ անոդին (հետևաբար դրանք այլ կերպ են կոչվումանիոններ).

Այսպիսով, էլեկտրոլիտները երկրորդ տեսակի հաղորդիչներ են: Նրանք կրում են էլեկտրական լիցք՝ իոնների ուղղորդված շարժման շնորհիվ։ Մետաղները առաջին տեսակի հաղորդիչներ են, քանի որ. Էլեկտրոնների ուղղորդված շարժման շնորհիվ էլեկտրական հոսանք անցկացնել:

3. Էլեկտրոլիտային տարանջատման գործընթացը շրջելի է։ Մոլեկուլների իոնների քայքայման հետ մեկտեղ միշտ տեղի է ունենում հակառակ գործընթացը՝ իոնների մոլեկուլների համակցությունը կամ ասոցիացիան։ Հետևաբար, նյութերի էլեկտրոլիտիկ տարանջատման ռեակցիաների հավասարումների մեջ «=» հավասար նշանի փոխարեն դրեք հետադարձելիության նշանը, օրինակ.

Նյութեր-էլեկտրոլիտները ջրում լուծվելիս քայքայվում են լիցքավորված մասնիկների՝ իոնների։ Հակառակ երեւույթը մոլարացումն է կամ ասոցիացիան: Իոնների առաջացումը բացատրվում է էլեկտրոլիտիկ դիսոցիացիայի տեսությամբ (Arrhenius, 1887)։ Հալման և տարրալուծման ընթացքում քիմիական միացությունների տարրալուծման մեխանիզմի վրա ազդում են քիմիական կապերի տեսակների բնութագրերը, լուծիչի կառուցվածքը և բնույթը։

Էլեկտրոլիտներ և ոչ հաղորդիչներ

Լուծույթներում և հալոցքում տեղի է ունենում բյուրեղային ցանցերի և մոլեկուլների քայքայում՝ էլեկտրոլիտիկ դիսոցացիա (ԵԴ)։ Նյութերի տարրալուծումը ուղեկցվում է իոնների առաջացմամբ, այնպիսի հատկության առաջացմամբ, ինչպիսին է էլեկտրական հաղորդունակությունը։ Ոչ բոլոր միացություններն են կարողանում տարանջատել, այլ միայն այն նյութերը, որոնք սկզբում բաղկացած են իոններից կամ բարձր բևեռային մասնիկներից: Ազատ իոնների առկայությունը բացատրում է էլեկտրոլիտների հոսանք անցկացնելու հատկությունը։ Այս հատկությունը ունեն հիմքերը, աղերը, շատ անօրգանական և որոշ օրգանական թթուներ։ Ոչ հաղորդիչները կազմված են ցածր բևեռական կամ ոչ բևեռացված մոլեկուլներից: Նրանք չեն քայքայվում իոնների՝ լինելով ոչ էլեկտրոլիտներ (շատ օրգանական միացություններ)։ Լիցքակիրները դրական և բացասական իոններ են (կատիոններ և անիոններ):

S. Arrhenius-ի և այլ քիմիկոսների դերը դիսոցիացիայի ուսումնասիրության մեջ

Էլեկտրոլիտային տարանջատման տեսությունը հիմնավորել է 1887 թվականին շվեդ գիտնական Ս.Արհենիուսը։ Բայց լուծույթների հատկությունների առաջին ընդարձակ ուսումնասիրություններն իրականացրել է ռուս գիտնական Մ.Լոմոնոսովը։ Նյութերի լուծարումից առաջացող լիցքավորված մասնիկների ուսումնասիրությանը նպաստել են Տ. Գրոտգուսը և Մ. Ֆարադեյը, Ռ. Լենցը։ Արրենիուսը ապացուցեց, որ շատ անօրգանական և որոշ օրգանական միացություններ էլեկտրոլիտներ են։ Շվեդ գիտնականը լուծույթների էլեկտրական հաղորդունակությունը բացատրել է նյութի իոնների քայքայմամբ։ Արրենիուսի էլեկտրոլիտիկ տարանջատման տեսությունը չի կարևորում ջրի մոլեկուլների անմիջական մասնակցությունն այս գործընթացում։ Ռուս գիտնականներ Մենդելեևը, Կաբլուկովը, Կոնովալովը և այլք կարծում էին, որ տեղի է ունենում լուծույթ՝ լուծիչի և լուծվող նյութի փոխազդեցությունը։ Երբ խոսքը վերաբերում է ջրային համակարգերին, օգտագործվում է «հիդրացիա» անվանումը: Սա բարդ ֆիզիկական և քիմիական գործընթաց է, ինչի մասին են վկայում հիդրատների առաջացումը, ջերմային երևույթները, նյութի գույնի փոփոխությունը և նստվածքի տեսքը։

Էլեկտրոլիտիկ դիսոցման տեսության (TED) հիմնական դրույթները.

Շատ գիտնականներ աշխատել են Ս. Արրենիուսի տեսությունը կատարելագործելու ուղղությամբ: Այն պահանջում էր դրա կատարելագործում՝ հաշվի առնելով ատոմի կառուցվածքի, քիմիական կապի վերաբերյալ ժամանակակից տվյալները։ Ձևակերպված են TED-ի հիմնական դրույթները, որոնք տարբերվում են 19-րդ դարի վերջի դասական թեզերից.

Հավասարումներ կազմելիս պետք է հաշվի առնել տեղի ունեցող երևույթները. կիրառել շրջելի գործընթացի հատուկ նշան, հաշվել բացասական և դրական լիցքերը. դրանք պետք է ընդհանուր առմամբ նույնը լինեն:

Իոնային նյութերի ԷԴ-ի մեխանիզմը

Էլեկտրոլիտային տարանջատման ժամանակակից տեսությունը հաշվի է առնում նյութերի-էլեկտրոլիտների և լուծիչների կառուցվածքը։ Լուծվելիս իոնային բյուրեղներում հակառակ լիցքավորված մասնիկների միջև կապերը ոչնչացվում են բևեռային ջրի մոլեկուլների ազդեցության տակ։ Նրանք բառացիորեն «քաշում» են իոնները ընդհանուր զանգվածից լուծույթի մեջ։ Քայքայումն ուղեկցվում է իոնների շուրջ սոլվատի (ջրի մեջ՝ հիդրատ) թաղանթի առաջացմամբ։ Ջրից բացի, կետոնները և ցածր սպիրտները ունեն դիէլեկտրական հաստատունի ավելացում: Նատրիումի քլորիդի Na + և Cl - իոնների տարանջատման ժամանակ գրանցվում է սկզբնական փուլը, որն ուղեկցվում է բյուրեղում գտնվող մակերեսային իոնների նկատմամբ ջրի դիպոլների կողմնորոշմամբ։ Վերջնական փուլում հիդրատացված իոններն ազատվում են և ցրվում հեղուկի մեջ:

Կովալենտային բարձր բևեռային կապով միացությունների ED մեխանիզմը

Լուծիչների մոլեկուլները ազդում են ոչ իոնային նյութերի բյուրեղային կառուցվածքի տարրերի վրա։ Օրինակ՝ ջրային դիպոլների ազդեցությունը աղաթթվի վրա հանգեցնում է մոլեկուլի կապի տեսակի փոփոխության՝ կովալենտ բևեռայինից իոնային։ Նյութը տարանջատվում է, ջրածնի և քլորի ջրածնի իոնները մտնում են լուծույթ։ Այս օրինակը ապացուցում է այն գործընթացների կարևորությունը, որոնք տեղի են ունենում լուծիչի մասնիկների և լուծված միացության միջև։ Հենց այս փոխազդեցությունը հանգեցնում է էլեկտրոլիտային իոնների առաջացմանը։

Էլեկտրոլիտային տարանջատման տեսությունը և անօրգանական միացությունների հիմնական դասերը

TED-ի հիմնական դրույթների լույսի ներքո թթուն կարելի է անվանել էլեկտրոլիտ, որի քայքայման ժամանակ դրական իոններից կարելի է հայտնաբերել միայն H+ պրոտոնը։ Հիմքի տարանջատումը ուղեկցվում է միայն OH անիոնի և մետաղական կատիոնի առաջացմամբ կամ բյուրեղային ցանցից ազատմամբ։ Նորմալ աղը, երբ լուծարվում է, տալիս է մետաղի դրական իոն և բացասական թթու մնացորդ: Հիմնական աղը տարբերվում է երկու տեսակի անիոնների առկայությամբ՝ OH խումբ և թթվային մնացորդ։ Թթվային աղում կատիոնների մեջ առկա են միայն ջրածին և մետաղ։

Էլեկտրոլիտների ուժը

Լուծույթում նյութի վիճակը բնութագրելու համար օգտագործվում է ֆիզիկական մեծություն՝ դիսոցման աստիճանը (α): Դրա արժեքը հայտնաբերվում է քայքայված մոլեկուլների քանակի և լուծույթում դրանց ընդհանուր թվի հարաբերակցությունից: Դիսոցացիայի խորությունը որոշվում է տարբեր պայմաններով։ Կարևոր են լուծիչի դիէլեկտրական հատկությունները և լուծված միացության կառուցվածքը։ Որպես կանոն, դիսոցման աստիճանը նվազում է կոնցենտրացիայի ավելացման հետ և մեծանում է ջերմաստիճանի բարձրացման հետ: Հաճախ որոշակի նյութի տարանջատման աստիճանն արտահայտվում է միասնության կոտորակներով։

Էլեկտրոլիտների դասակարգում

19-րդ դարի վերջի էլեկտրոլիտիկ տարանջատման տեսությունը չի պարունակում դրույթներ լուծույթում իոնների փոխազդեցության մասին։ Ջրի մոլեկուլների ազդեցությունը կատիոնների և անիոնների բաշխման վրա Արհենիուսին աննշան թվաց։ Արհենիուսի պատկերացումները ուժեղ և թույլ էլեկտրոլիտների մասին պաշտոնական էին։ Դասական դրույթների հիման վրա դուք կարող եք ստանալ α = 0,75-0,95 արժեքը ուժեղ էլեկտրոլիտների համար: Փորձերն ապացուցեցին դրանց տարանջատման անշրջելիությունը (α → 1)։ Լուծվող աղերը, ծծմբային և աղաթթուները, ալկալիները գրեթե ամբողջությամբ քայքայվում են իոնների։ Ծծմբային, ազոտային, հիդրոֆտորային, օրթոֆոսֆորական թթուները մասամբ տարանջատվում են։ Թույլ էլեկտրոլիտներ են համարվում սիլիցիումը, քացախը, ջրածնի սուլֆիդը և կարբոնաթթուները, ամոնիումի հիդրօքսիդը, չլուծվող հիմքերը։ Ջուրը նույնպես համարվում է թույլ էլեկտրոլիտ: H 2 O մոլեկուլների մի փոքր մասը տարանջատվում է, և իոնների մոլարացումը տեղի է ունենում միաժամանակ: