бүрэн диссоциаци. Цахилгаан диссоциацийн онол. Электролитийн диссоциацийн зэрэг

Уусмал эсвэл хайлсан төлөвт цахилгаан гүйдэл дамжуулах чадварын дагуу бүх бодисыг электролит ба электролит бус гэсэн хоёр бүлэгт хувааж болно.

электролитуудБодисыг уусмал эсвэл хайлмал нь цахилгаан гүйдэл дамжуулдаг бодис гэж нэрлэдэг. Электролитуудад хүчил, суурь, давс орно.

Электролит бус бодисуудБодисыг уусмал эсвэл хайлмал нь цахилгаан гүйдэл дамжуулдаггүй бодис гэж нэрлэдэг. Жишээлбэл, олон тооны органик бодисууд.

Электролитийн (хоёр дахь төрлийн дамжуулагч) цахилгаан гүйдэл дамжуулах чадвар нь металлын цахилгаан дамжуулах чанараас (эхний төрлийн дамжуулагч) үндсэндээ ялгаатай байдаг: металлын цахилгаан дамжуулах чанар нь электронуудын хөдөлгөөн, цахилгаан дамжуулах чанараас шалтгаална. электролит нь ионуудын хөдөлгөөнтэй холбоотой байдаг.

Хүчил, суурь, давсны уусмалд p, tcrystal, tboil, po-ийн туршилтаар олдсон утгууд илэрсэн. бинэг удаа ( би- изотоник коэффициент). Түүнээс гадна NaCl уусмал дахь бөөмсийн тоо бараг 2 дахин, CaCl2 уусмал дахь тоосонцрын тоо 3 дахин нэмэгдсэн байна.

Электролитийн үйл ажиллагааг тайлбарлахын тулд Шведийн эрдэмтэн С.Аррениус 1887 онд онолыг дэвшүүлсэн. электролитийн диссоциацийн онолууд. Онолын мөн чанар нь дараах байдалтай байна.

• 1. Усанд ууссан үед электролит нь цэнэгтэй тоосонцор (ион) - эерэг цэнэгтэй катионууд (Na +, K +, Ca2 +, H +) болон сөрөг цэнэгтэй анионууд (Cl-, SO42-, CO32-, OH) болж задардаг. -). Ионы шинж чанар нь тэдгээрийг үүсгэсэн атомуудын шинж чанараас огт өөр юм. Уусгагчтай химийн харилцан үйлчлэлийн үр дүнд төвийг сахисан бодис ион болгон задрахыг нэрлэдэг электролитийн диссоциаци.
• 2. Цахилгаан гүйдлийн нөлөөн дор ионууд чиглэсэн хөдөлгөөнийг олж авдаг: катионууд сөрөг цэнэгтэй электрод (катод), анионууд - эерэг цэнэгтэй электрод (анод) руу шилждэг.
• 3. Диссоциаци нь буцаах, тэнцвэрт үйл явц юм. Энэ нь молекулуудыг ион болгон задлах (диссоциаци) зэрэгтэй зэрэгцэн ионуудыг молекул (холбоо) болгон нэгтгэх үйл явц явагддаг: KA K+ + A-.
• 4. Уусмал дахь ионууд нь гидратжсан төлөвт байна.

Электролитийн диссоциацийн тоон үнэлгээний хувьд энэ ойлголтыг ашигладаг электролитийн диссоциацийн зэрэг() нь ион болгон задарсан молекулуудын тоог ууссан молекулуудын нийт тоонд харьцуулсан харьцаа юм. Диссоциацийн зэрэг нь тодорхойлогддог эмпирик байдлаарба бутархай эсвэл хувиар илэрхийлэгдэнэ. Электролитийн диссоциацийн зэрэг нь уусгагч ба ууссан бодисын шинж чанар, температур, уусмалын концентрацаас хамаарна.

• 1. Уусгагч илүү туйлтай байх тусам түүний доторх электролитийн диссоциацийн зэрэг өндөр байна.
• 2. Ионы болон ковалент туйлын холбоо бүхий бодисууд диссоциацалд ордог.
• 3. Температурыг нэмэгдүүлэх нь сул электролитийн диссоциацийг нэмэгдүүлдэг.
• 4. Электролитийн концентраци буурахад (шингэрэлтийн үед) диссоциацийн зэрэг нэмэгддэг.

Диссоциацийн зэргээс хамааран электролитийг (0.1 М-ийн уусмалын концентрацид) дараахь байдлаар хуваадаг.

Диссоциацийн үед үүссэн ионуудын төрлөөс хамааран бүх электролитийг хүчил, суурь, давс болгон хувааж болно.

хүчил- зөвхөн H + катионууд ба хүчлийн үлдэгдэл (Cl- - хлорид, NO3- - нитрат, SO42- - сульфат, HCO3 бикарбонат, CO32 карбонат) үүсэх замаар задалдаг электролитууд. Жишээ нь: Hcl H++Cl-, H2SO4 2H++SO42-.

Хүчиллэг уусмалд устөрөгчийн ион, илүү нарийвчлалтай усжуулсан H3O + ион байгаа нь хүчлүүдийн ерөнхий шинж чанарыг тодорхойлдог (исгэлэн амт, индикаторуудын үйлдэл, шүлттэй харилцан үйлчлэл, устөрөгч ялгарах металлтай харилцан үйлчлэл гэх мэт).

Олон суурьт хүчлийн хувьд диссоциаци нь үе шаттайгаар явагддаг бөгөөд алхам бүр нь өөрийн диссоциацийн зэрэгтэй байдаг. Тиймээс фосфорын хүчил гурван үе шаттайгаар задалдаг.

Би шат	H3PO4 H+ + H2PO4-
II шат	H2PO4- H+ + HPO42-
III шат	HRO42- H+ + PO43-

Мөн 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.

Суурь- зөвхөн гидроксидын ион (OH-) нь анион хэлбэрээр үүсэхэд хуваагддаг электролитууд. OH-ыг салгасны дараа катионууд үлдэнэ: Na +, Ca2 +, NH4 +. Жишээ нь: NaOH Na + + OH-, Ca (OH) 2 Ca2 + + 2 OH-.

Суурийн ерөнхий шинж чанар (хүртэл саван, индикаторын үйлдэл, хүчилтэй харилцан үйлчлэл гэх мэт) нь суурийн уусмал дахь OH-гидроксо бүлгүүд байгаагаар тодорхойлогддог.

Поли хүчлийн суурийн хувьд алхам алхмаар диссоциаци нь онцлог шинж чанартай:

Би шат	Ba(OH)2 Ba(OH)+ + OH-
II шат	Ba(OH)+ Ba2+ + OH-

Амфотерийн гидроксидын диссоциац нь суурь ба хүчил хэлбэрээр явагддаг. Тиймээс цайрын гидроксидын диссоциаци нь дараах чиглэлд явж болно (энэ тохиолдолд тэнцвэрт байдал нь Ле Шателье зарчмын дагуу орчноос хамаарч шилждэг).

давс- Эдгээр нь металлын катионууд (эсвэл түүнийг орлуулж буй бүлгүүд) болон хүчлийн үлдэгдлийн анионуудад хуваагддаг электролитууд юм.

Дунд зэргийн давсууд бүрэн задардаг: CuSO4 Cu2+ + SO42-. Дунд зэргийн давснаас ялгаатай нь хүчиллэг ба үндсэн давс нь дараах үе шаттайгаар хуваагддаг.

Би шат	NaНСО3 Na+ + НСО3-	Cu(OH)Cl Cu(OH)+ + Cl-
II шат	HCO3- H+ + CO32-	Cu(OH)+ Cu2+ + OH-,

Түүнээс гадна хоёр дахь үе шатанд давсны диссоциацийн түвшин маш бага байна.

Электролитийн уусмал дахь солилцооны урвалионуудын хоорондох урвалууд юм. Электролитийн уусмал дахь солилцооны урвал үүсэх зайлшгүй нөхцөл бол уусмалаас тунадас, хий хэлбэрээр сул задрах нэгдлүүд эсвэл нэгдлүүд үүсэх явдал юм.

Урвалын тэгшитгэлийг ион-молекул хэлбэрээр бичихдээ сул диссоциацтай, хийн болон бага уусдаг нэгдлүүдийг хэлбэрээр бичнэ. молекулууд, мөн уусдаг хүчтэй электролитууд - хэлбэрээр ионууд.Ионы тэгшитгэлийг бичихдээ хүчил, суурь, давсны усанд уусах чадварын хүснэгтийг дагаж мөрдөх ёстой (Хавсралт А).

Жишээ ашиглан ионы тэгшитгэл бичих техникийг авч үзье.

Жишээ 1Урвалын тэгшитгэлийг ион-молекул хэлбэрээр бичнэ үү.

BaCl2 + K2SO4 = BaSO4 + 2KCl

Шийдэл: Давс нь хүчтэй электролит бөгөөд бараг бүрэн ион болон хуваагддаг. BaSO4 нь бараг уусдаггүй нэгдэл тул (Хавсралт А хүснэгтийг үзнэ үү) барийн сульфатын үндсэн хэсэг нь салангид хэлбэрээр байх тул бид энэ бодисыг молекул хэлбэрээр, үлдсэн уусдаг давсыг 2-т бичнэ. ионы хэлбэр:

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

Үүссэн бүрэн ион-молекул тэгшитгэлээс харахад K+ ба Cl- ионууд харилцан үйлчлэлцдэггүй тул тэдгээрийг эс тооцвол бид ион-молекулын товч тэгшитгэлийг олж авна.

Ba2+ + SO42- = BaSO4,

Сум нь үүссэн бодис нь тунадас үүсгэдэг болохыг харуулж байна.

Ионы тэгшитгэл нь электролитийн хоорондох уусмал дахь аливаа урвалыг илэрхийлж болно. Түүнээс гадна аливаа химийн урвалын мөн чанарыг ион-молекулын богино тэгшитгэлээр нарийн тусгадаг. Ион-молекулын тэгшитгэл дээр үндэслэн молекулын тэгшитгэлийг хялбархан бичиж болно.

Жишээ 2Молекулын тэгшитгэлийг дараах ион-молекул тэгшитгэлтэй тааруулна уу: 2H+ + S2- = H2S.

Шийдэл: Устөрөгчийн ионууд нь HCl гэх мэт аливаа хүчтэй хүчил задрах явцад үүсдэг. Богино ионы тэгшитгэлд устөрөгчийн ионуудад хоёр хлоридын ион нэмэгдэх ёстой. Катионуудыг (жишээлбэл, 2К+) сульфидын ионуудад нэмж, уусдаг, сайн диссоциацтай электролит үүсгэдэг. Дараа нь ижил ионууд баруун талд бичигдсэн байх ёстой. Дараа нь ион-молекул ба молекулын бүрэн тэгшитгэл нь дараах хэлбэртэй байна.

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

USE кодлогчийн сэдвүүд:Усан уусмал дахь электролитийн электролитийн диссоциаци. Хүчтэй ба сул электролитууд.

– Эдгээр нь уусмал, хайлмал нь цахилгаан гүйдэл дамжуулдаг бодис юм.

Цахилгаан гүйдэл нь цахилгаан талбайн нөлөөн дор цэнэглэгдсэн хэсгүүдийн дараалсан хөдөлгөөн юм. Тиймээс уусмал эсвэл электролитийн хайлмал дахь цэнэгтэй хэсгүүд байдаг. Электролитийн уусмалд дүрмээр бол цахилгаан дамжуулах чанар нь ионуудтай холбоотой байдаг.

ионуудцэнэглэгдсэн бөөмс (атом эсвэл атомын бүлэг). Эерэг цэнэгтэй ионуудыг салга катионууд) ба сөрөг цэнэгтэй ионууд ( анионууд).

Электролитийн диссоциаци - Энэ нь электролитийг татан буулгах эсвэл хайлах үед ион болгон задлах үйл явц юм.

Тусдаа бодисууд - электролитуудболон электролит бус. TO электролит бусхүчтэй ковалент туйлшгүй холбоо бүхий бодисууд (энгийн бодисууд), бүх исэлүүд (химийн хувьд үгүйустай харилцан үйлчилдэг), ихэнх органик бодисууд (туйлын нэгдлүүд - карбоксилын хүчил, тэдгээрийн давс, фенолуудаас бусад) нь альдегид, кетон, нүүрсустөрөгч, нүүрс ус юм.

TO электролитууд ковалент туйлын холбоо бүхий зарим бодис, ионы болор тортой бодисууд орно.

Электролитийн диссоциацийн үйл явцын мөн чанар юу вэ?

Туршилтын хоолойд натрийн хлоридын цөөн хэдэн талстыг хийж, ус нэмнэ. Хэсэг хугацааны дараа талстууд уусах болно. Юу болсон бэ?
Натрийн хлорид нь ионы болор тортой бодис юм. NaCl талст нь Na + ионуудаас тогтдогболон Cl- . Усанд энэ талст нь бүтцийн нэгжүүд - ионуудад хуваагддаг. Энэ тохиолдолд ионы химийн холбоо болон усны молекулуудын хоорондох зарим устөрөгчийн холбоо задардаг. Усанд орж буй Na + ба Cl - ионууд нь усны молекулуудтай харилцан үйлчилдэг. Хлоридын ионы хувьд бид хлорын анион руу диполь (туйлт) усны молекулуудын электростатик таталцлын тухай ярьж болох ба натрийн катионуудын хувьд энэ нь донор хүлээн авагч шинж чанартай (хүчилтөрөгчийн атомын электрон хос байх үед) ойртож болно. натрийн ионы сул орбиталууд дээр байрладаг). Усны молекулуудаар хүрээлэгдсэн ионууд бүрхэгдсэн байдагчийгшүүлэх бүрхүүл. Натрийн хлоридын диссоциацийг дараахь томъёогоор тодорхойлно.

NaCl \u003d Na + + Cl -

Ковалентын туйлын холбоо бүхий нэгдлүүдийг усанд уусгахад туйлын молекулыг тойрсон усны молекулууд эхлээд доторх холбоог сунгаж, туйлшралыг нь нэмэгдүүлж, дараа нь уусмалд жигд тархсан ион болгон хуваана. Жишээлбэл, давсны хүчил нь дараах байдлаар ионуудад хуваагддаг: HCl \u003d H + + Cl -.

Хайлах явцад болор халах үед ионууд нь болор торны зангилаанд хүчтэй чичиргээ үүсгэж эхэлдэг бөгөөд үүний үр дүнд нурж, ионуудаас бүрдэх хайлмал үүсдэг.

Электролитийн диссоциацийн үйл явц нь тухайн бодисын молекулуудын диссоциацийн түвшингээр тодорхойлогддог.

Диссоциацийн зэрэг нь салангид (муудагдсан) молекулуудын тоог электролитийн молекулуудын нийт тоонд харьцуулсан харьцаа юм. Энэ нь анхны бодисын молекулуудын хэдэн хувь нь уусмал эсвэл хайлмал дахь ион болж задардаг.

α=N prodis /N ref, энд:

N prodis нь салангид молекулуудын тоо,

N ref нь молекулын анхны тоо юм.

Диссоциацийн зэргээс хамааран электролитийг дараахь байдлаар хуваана хүчтэйболон сул.

Хүчтэй электролит (α≈1):

1. Бүх уусдаг давсууд (органик хүчлийн давсууд - калийн ацетат CH 3 COOK, натрийн формат HCOONa гэх мэт)

2. Хүчтэй хүчил: HCl, HI, HBr, HNO 3, H 2 SO 4 (эхний шатанд), HClO 4 болон бусад;

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

Хүчтэй электролитуудусан уусмалд бараг бүрэн ион болж задардаг, гэхдээ зөвхөн. Уусмал дахь хүчтэй электролит ч гэсэн зөвхөн хэсэгчлэн задарч болно. Тэдгээр. Хүчтэй электролитийн диссоциацийн зэрэг α нь зөвхөн бодисын ханаагүй уусмалын хувьд ойролцоогоор 1-тэй тэнцүү байна. Ханасан эсвэл төвлөрсөн уусмалд хүчтэй электролитийн диссоциацийн зэрэг нь 1: α≤1-ээс бага буюу тэнцүү байж болно.

Сул электролит (α<1):

1. Сул хүчил, үүнд. органик;

2. Уусдаггүй суурь ба аммонийн гидроксид NH 4 OH;

3. Уусдаггүй ба зарим бага зэрэг уусдаг давс (уусах чадвараас хамаарч).

Электролит бус бодисууд:

1. Устай харилцан үйлчлэлцдэггүй исэл (устай харилцан үйлчилдэг оксид нь усанд ууссан үед химийн урвалд орж гидроксид үүсгэдэг);

2. энгийн бодисууд;

3. Ихэнх органик бодисууд сул туйлтай эсвэл туйлшгүй холбоо (альдегид, кетон, нүүрсустөрөгч гэх мэт).

Бодис хэрхэн хуваагддаг вэ? диссоциацийн зэргийн дагуу хүчтэйболон сулэлектролитууд.

Хүчтэй электролитууд бүрэн задрах (ханасан уусмалд), нэг алхамаар бүх молекулууд бараг эргэлт буцалтгүй ион болж задардаг. Уусмал дахь диссоциацийн үед зөвхөн тогтвортой ионууд үүсдэг гэдгийг анхаарна уу. Хамгийн түгээмэл ионуудыг уусах чадварын хүснэгтээс олж болно - аливаа шалгалтын талаархи албан ёсны хуурамч хуудас. Хүчтэй электролитийн диссоциацийн зэрэг нь ойролцоогоор 1-тэй тэнцүү байна. Жишээлбэл, натрийн фосфатын диссоциацийн үед Na + ба PO 4 3- ионууд үүсдэг.

Na 3 PO 4 → 3Na + + PO 4 3-

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

Диссоциаци сул электролит : олон суурьт хүчил ба поли хүчлийн суурь алхам алхмаар, эргэлт буцалтгүй тохиолддог. Тэдгээр. сул электролитийн диссоциацийн үед анхны бөөмсийн маш бага хэсэг нь ион болж задардаг. Жишээлбэл, нүүрстөрөгчийн хүчил:

H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 -

HCO 3 – ↔ H + + CO 3 2–

Магнийн гидроксид мөн 2 үе шаттайгаар задалдаг.

Mg (OH) 2 ⇄ Mg (OH) + OH -

Mg(OH) + ⇄ Mg 2+ + OH -

Хүчиллэг давс нь мөн салдаг алхам алхмаар, эхлээд ионы холбоо, дараа нь ковалент туйлтай холбоо тасарна. Жишээлбэл, калийн устөрөгчийн карбонат ба магнийн гидроксохлорид:

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)

Сул электролитийн диссоциацийн зэрэг нь 1: α-аас хамаагүй бага байна<<1.

Электролитийн диссоциацийн онолын үндсэн заалтууд нь:

1. Усанд ууссан үед электролитууд нь ион болгон задалдаг (задардаг).

2. Усан дахь электролитийн задралын шалтгаан нь түүний усжилт, i.e. усны молекулуудтай харилцан үйлчлэлцэх, түүний доторх химийн холбоо тасрах.

3. Гадны цахилгаан талбайн нөлөөн дор эерэг цэнэгтэй ионууд эерэг цэнэгтэй электрод - катод руу шилждэг бөгөөд тэдгээрийг катион гэж нэрлэдэг. Сөрөг цэнэгтэй электронууд сөрөг электрод - анод руу шилждэг. Тэднийг анион гэж нэрлэдэг.

4. Электролитийн диссоциаци нь сул электролитийн хувьд эргэлт буцалтгүй, хүчтэй электролитийн хувьд бараг эргэлт буцалтгүй явагддаг.

5. Электролит нь электролитийн гадаад нөхцөл, концентраци, шинж чанараас хамааран янз бүрийн хэмжээгээр ионуудад хуваагддаг.

6. Ионы химийн шинж чанар нь энгийн бодисын шинж чанараас ялгаатай. Электролитийн уусмалын химийн шинж чанарыг диссоциацийн явцад үүссэн ионуудын шинж чанараар тодорхойлно.

Жишээ.

1. 1 моль давс бүрэн бус диссоциацийн үед уусмал дахь эерэг ба сөрөг ионы нийт тоо 3.4 моль байв. Давсны томъёо - a) K 2 S b) Ba (ClO 3) 2 c) NH 4 NO 3 d) Fe (NO 3) 3

Шийдэл: эхлээд бид электролитийн хүчийг тодорхойлно. Үүнийг уусах чадварын хүснэгтээс хялбархан хийж болно. Хариултуудад өгөгдсөн бүх давс нь уусдаг, өөрөөр хэлбэл. хүчтэй электролитууд. Дараа нь бид электролитийн диссоциацийн тэгшитгэлийг бичиж, тэгшитгэлийг ашиглан уусмал бүрийн хамгийн их ионы тоог тодорхойлно.

а) K 2 S ⇄ 2K + + S 2– , 1 моль давс бүрэн задрахад 3 моль ион үүсч, 3 моль-ээс дээш ион ямар ч байдлаар ажиллахгүй болно;

б) Ba(ClO 3) 2 ⇄ Ba 2+ + 2ClO 3 -, дахин 1 моль давс задрах явцад 3 моль ион үүсдэг, 3 моль ионоос илүү ямар ч байдлаар үүсдэггүй;

v) NH 4 NO 3 ⇄ NH 4 + + NO 3 -, 1 моль аммонийн нитратын задралын үед 2 моль ион аль болох их хэмжээгээр үүсдэг, 2 моль-ээс дээш ион ямар ч байдлаар үүсдэггүй;

G) Fe(NO 3) 3 ⇄ Fe 3+ + 3NO 3 -, 1 моль төмрийн (III) нитрат бүрэн задрахад 4 моль ион үүсдэг. Тиймээс 1 моль төмрийн нитратын бүрэн задралгүй тохиолдолд цөөн тооны ион үүсэх боломжтой (давсны ханасан уусмалд бүрэн бус задрал боломжтой). Тиймээс 4-р сонголт бидэнд тохирно.

Зарим бодисын усан уусмал нь цахилгаан гүйдэл дамжуулагч юм. Эдгээр бодисыг электролит гэж ангилдаг. Электролит нь хүчил, суурь, давс, зарим бодисын хайлмал юм.

ТОДОРХОЙЛОЛТ

Цахилгаан гүйдлийн нөлөөн дор электролитийг усан уусмал ба хайлмал дахь ион болгон задлах үйл явцыг гэнэ. электролитийн диссоциаци.

Усан дахь зарим бодисын уусмал нь цахилгаан гүйдэл дамжуулдаггүй. Ийм бодисыг электролит бус бодис гэж нэрлэдэг. Үүнд элсэн чихэр, спирт зэрэг олон органик нэгдлүүд орно.

Электролитийн диссоциацийн онол

Электролитийн диссоциацийн онолыг Шведийн эрдэмтэн С.Аррениус (1887) боловсруулсан. С.Аррениусын онолын үндсэн заалтууд:

- электролит нь усанд ууссан үед эерэг ба сөрөг цэнэгтэй ионуудад задардаг (заддаг);

- цахилгаан гүйдлийн нөлөөн дор эерэг цэнэгтэй ионууд катод (катионууд), сөрөг цэнэгтэй нь анод (анион) руу шилждэг;

- диссоциаци нь буцаах үйл явц юм

KA ↔ K + + A −

Электролитийн диссоциацийн механизм нь ион ба усны диполь хоорондын ион-диполь харилцан үйлчлэлээс бүрдэнэ (Зураг 1).

Цагаан будаа. 1. Натрийн хлоридын уусмалын электролитийн диссоциаци

Ионы холбоо бүхий бодисууд хамгийн амархан задардаг. Үүнтэй адилаар диссоциаци нь туйлын ковалент бондын төрлөөс хамааран үүссэн молекулуудад тохиолддог (харилцааны шинж чанар нь диполь-диполь).

Хүчил, суурь, давсны диссоциаци

Хүчилүүдийг задлах явцад устөрөгчийн ионууд (H +), эс тэгвээс устөрөгчийн ионууд (H 3 O +) үргэлж үүсдэг бөгөөд эдгээр нь хүчлүүдийн шинж чанарыг (исгэлэн амт, индикаторуудын үйлдэл, суурьтай харилцан үйлчлэл гэх мэт) хариуцдаг. .).

HNO 3 ↔ H + + NO 3 -

Суурийг задлах явцад устөрөгчийн гидроксидын ионууд (OH -) үргэлж үүсдэг бөгөөд эдгээр нь суурийн шинж чанарыг (индикаторуудын өнгө өөрчлөгдөх, хүчилтэй харилцан үйлчлэх гэх мэт) хариуцдаг.

NaOH ↔ Na + + OH −

Давс нь электролит бөгөөд тэдгээрийн диссоциацийн явцад металлын катионууд (эсвэл аммонийн катион NH 4 +) ба хүчлийн үлдэгдлийн анионууд үүсдэг.

CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl -

Олон суурьт хүчил ба суурь нь үе шаттайгаар хуваагддаг.

H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - (I үе шат)

HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (II шат)

Ca (OH) 2 ↔ + + OH - (I үе шат)

+ ↔ Ca 2+ + OH -

Диссоциацийн зэрэг

Электролитүүдийн дунд сул ба хүчтэй уусмалыг ялгадаг. Энэ хэмжүүрийг тодорхойлохын тулд диссоциацийн зэрэг () гэсэн ойлголт, хэмжээ байдаг. Диссоциацийн зэрэг нь ионуудад хуваагдсан молекулуудын тоог нийт молекулуудын тоонд харьцуулсан харьцаа юм. ихэвчлэн % -ээр илэрхийлэгддэг.

Сул электролитууд нь децимоляр уусмалд (0.1 моль / л) диссоциацийн зэрэг нь 3% -иас бага байдаг бодисууд орно. Хүчтэй электролитууд нь децимоляр уусмалд (0.1 моль / л) диссоциацийн зэрэг нь 3% -иас их байдаг бодисууд орно. Хүчтэй электролитийн уусмалууд нь салангид молекулуудыг агуулдаггүй бөгөөд нэгдэх (холбоо) үйл явц нь гидрат ион ба ионы хос үүсэхэд хүргэдэг.

Диссоциацийн зэрэг нь уусгагчийн шинж чанар, ууссан бодисын шинж чанар, температураас ихээхэн хамаардаг (хүчтэй электролитийн хувьд температур нэмэгдэх тусам диссоциацийн зэрэг буурч, сул электролитийн хувьд температурын хязгаарт хамгийн их хэмжээгээр дамждаг. 60 ° C), уусмалын концентраци, ижил нэртэй ионуудыг уусмалд оруулах.

Амфотер электролитууд

Диссоциацийн үед H + ба OH - ионуудыг хоёуланг нь үүсгэдэг электролитууд байдаг. Ийм электролитийг амфотер гэж нэрлэдэг, жишээлбэл: Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2, Al (OH) 3, Cr (OH) 3 гэх мэт.

H + +RO − ↔ ROH ↔ R + + OH −

Ионы урвалын тэгшитгэл

Электролитийн усан уусмал дахь урвалууд нь молекул, бүрэн ион ба бууруулсан ионы хэлбэрээр ионы тэгшитгэлийг ашиглан бичигдсэн ионуудын хоорондох урвал юм. Жишээ нь:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (молекул хэлбэр)

Ба 2+ + 2 Cl − + 2 На+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 На + + 2 Cl− (бүрэн ион хэлбэр)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (товчилсон ионы хэлбэр)

рН-ийн утга

Ус бол сул электролит тул диссоциацийн процесс бага зэрэг явагддаг.

H 2 O ↔ H + + OH -

Массын үйл ажиллагааны хуулийг ямар ч тэнцвэрт байдалд хэрэглэж болох ба тэнцвэрийн тогтмол байдлын илэрхийлэлийг дараах байдлаар бичиж болно.

K = /

Тиймээс усны тэнцвэрт концентраци нь тогтмол утга юм.

K = = КВт

Усан уусмалын хүчиллэг (суурь) нь эсрэг тэмдгээр авсан устөрөгчийн ионуудын молийн концентрацийн аравтын бутархай логарифмаар тодорхойлогддог. Энэ утгыг рН утга (рН) гэж нэрлэдэг.

Бүх бодисыг 2 том бүлэгт хуваадаг. электролитуудболон электролит бус.

электролитууд уусмал эсвэл хайлмал нь цахилгаан гүйдэл дамжуулдаг бодисууд (металлаас бусад) юм. Электролит нь ион эсвэл ковалент туйлын холбоогоор үүсгэгдсэн нэгдлүүд юм. Эдгээр нь нарийн төвөгтэй бодисууд юм: давс, суурь, хүчил, металлын исэл (тэдгээр нь зөвхөн хайлмал дахь цахилгаан гүйдлийг дамжуулдаг).

Электролит бус бодисууд Бодисыг уусмал эсвэл хайлмал нь цахилгаан гүйдэл дамжуулдаггүй бодис гэж нэрлэдэг. Эдгээрт бага туйлт эсвэл туйлшгүй ковалент холбооноос үүссэн энгийн ба нарийн төвөгтэй бодисууд орно.

Уусмал болон электролитийн хайлмал шинж чанарыг анх 19-р зууны төгсгөлд Шведийн эрдэмтэн Сванте Аррениус тайлбарлав. Тэд тусгайлан бүтээсэн электролитийн диссоциацийн онол , бусад эрдэмтэд өөрчилсөн, боловсруулсан үндсэн заалтуудыг одоогоор дараах байдлаар томъёолж байна.

1. Уусмал эсвэл хайлмал дахь электролитийн молекулууд (эсвэл томъёоны нэгж) эерэг ба сөрөг цэнэгтэй ионуудад задардаг. Энэ процессыг электролитийн диссоциаци гэж нэрлэдэг. Эерэг ионуудын цэнэгийн нийт нийлбэр нь сөрөг ионуудын цэнэгийн нийлбэртэй тэнцүү тул электролитийн уусмал эсвэл хайлмал нь ерөнхийдөө цахилгаан саармаг хэвээр үлддэг.Ионууд байж болно энгийн , зөвхөн нэг атомаас бүрдэх (Na +, Cu 2+, Cl -, S 2-), ба цогцолбор , хэд хэдэн элементийн атомуудаас бүрддэг (SO 4 2–, PO 4 3–, NH 4 +, –).

Энгийн ионууд нь физик, хими, физиологийн шинж чанараараа үүссэн төвийг сахисан атомуудаас эрс ялгаатай байдаг. Юуны өмнө, ионууд нь төвийг сахисан атомуудаас хамаагүй илүү тогтвортой бөөмс бөгөөд хүрээлэн буй орчинтой эргэлт буцалтгүй харилцан үйлчлэлцэлгүйгээр хязгааргүй хугацаанд уусмал эсвэл хайлмал хэлбэрээр оршдог.

Нэг элементийн атом ба ионуудын шинж чанарын ийм ялгаа нь эдгээр бөөмсийн өөр өөр электрон бүтэцтэй холбоотой юм.

Тиймээс s- ба p-элементүүдийн энгийн ионууд нь төвийг сахисан атомуудаас илүү тогтвортой төлөвт байдаг, учир нь тэдгээр нь гаднах давхаргын бүрэн электрон тохиргоотой байдаг, жишээлбэл:

Хайлмал дахь электролитийг ион болгон задлах нь өндөр температурын нөлөөгөөр, уусмалд уусгагч молекулуудын үйл ажиллагааны улмаас явагддаг.

Ионы нэгдлүүдийн нэг онцлог нь тэдний талст торны зангилаанд бэлэн ионууд байдаг бөгөөд ийм бодисыг уусгах явцад уусгагчийн (ус) диполууд нь зөвхөн энэ ионы торыг устгаж чаддаг (Зураг 18).

Туйлын ковалент холбоогоор үүссэн бодисууд нь бие даасан молекул хэлбэрээр уусмалд ордог бөгөөд эдгээр нь H 2 O молекулуудын нэгэн адил диполь байдаг, жишээлбэл:

 + –

Энэ тохиолдолд H 2 O диполууд нь ууссан электролитийн молекулын эргэн тойронд зохих ёсоор чиглүүлж, доторх ковалент холбоог цаашид туйлшруулж, дараа нь түүний эцсийн гетеролит задралыг үүсгэдэг (Зураг 29).

H–ClH + +Cl

Цагаан будаа. 29. Поляр HCl молекулын уусмал дахь электролитийн диссоциацийн схем

Электролитийн диссоциацийн үйл явц нь бодисыг уусгах үйл явцтай нэгэн зэрэг явагддаг тул уусмал дахь бүх ионууд нь гидратжсан төлөвт (H 2 O молекулуудын бүрхүүлээр хүрээлэгдсэн) байдаг.

Гэсэн хэдий ч энгийн байхын тулд химийн урвалын тэгшитгэлд ионуудыг тэдгээрийн эргэн тойрон дахь чийгшүүлэх бүрхүүлгүйгээр дүрсэлсэн болно: H +, NO 3 -, K + гэх мэт.

2. Дулааны хөдөлгөөний улмаас уусмал эсвэл хайлмал дахь электролитийн ионууд бүх чиглэлд санамсаргүй байдлаар хөдөлдөг. Гэхдээ хэрэв электродуудыг уусмал эсвэл хайлмал руу буулгаж, цахилгаан гүйдэл дамжуулвал эерэг цэнэгтэй электролитийн ионууд сөрөг цэнэгтэй электрод - катод руу шилжиж эхэлдэг (тиймээс тэдгээрийг өөрөөр нэрлэдэг).катионууд), сөрөг цэнэгтэй ионууд - эерэг цэнэгтэй электрод - анод (тиймээс тэдгээрийг өөрөөр нэрлэдэг)анионууд).

Тиймээс электролитууд нь хоёр дахь төрлийн дамжуулагч юм. Тэд ионуудын чиглэсэн хөдөлгөөнөөс болж цахилгаан цэнэгийг авч явдаг. Металл нь нэгдүгээр төрлийн дамжуулагч, учир нь. электронуудын чиглэсэн хөдөлгөөний улмаас цахилгаан гүйдэл явуулах.

3. Электролитийн диссоциацийн процесс нь буцаах боломжтой. Молекулуудыг ион болгон задлахын зэрэгцээ урвуу үйл явц үргэлж явагддаг - ионуудыг молекул эсвэл холбоо болгон нэгтгэх. Тиймээс бодисын электролитийн диссоциацийн урвалын тэгшитгэлд "=" гэсэн тэгшитгэлийн оронд урвуу шинж тэмдгийн "" тэмдгийг тавь, жишээлбэл:

Бодис-электролит нь усанд ууссан үед цэнэгтэй тоосонцор - ион болж задардаг. Урвуу үзэгдэл нь моляризаци буюу холбоо юм. Ион үүсэхийг электролитийн диссоциацийн онолоор тайлбарладаг (Аррениус, 1887). Хайлах, уусгах явцад химийн нэгдлүүдийн задралын механизмд химийн бондын төрөл, уусгагчийн бүтэц, шинж чанар нөлөөлдөг.

Электролит ба дамжуулагч бус

Уусмал ба хайлмалд болор тор ба молекулууд устаж үгүй ​​болдог - электролитийн диссоциаци (ED). Бодисын задрал нь ион үүсэх, цахилгаан дамжуулах чанар гэх мэт шинж чанар дагалддаг. Нэгдлүүд бүр салж чаддаггүй, зөвхөн ионууд эсвэл туйлшрал ихтэй хэсгүүдээс бүрддэг бодисууд. Чөлөөт ионууд байгаа нь гүйдэл дамжуулах электролитийн шинж чанарыг тайлбарладаг. Суурь, давс, олон органик бус болон зарим органик хүчил нь ийм чадвартай байдаг. Дамжуулагч бус нь туйлшрал багатай эсвэл туйлшралгүй молекулуудаас тогтдог. Тэд электролит биш (олон органик нэгдлүүд) ион болж задардаггүй. Цэнэглэгч нь эерэг ба сөрөг ионууд (катион ба анион) юм.

Диссоциацийг судлахад С.Аррениус болон бусад химич нарын үүрэг

Электролитийн диссоциацийн онолыг 1887 онд Шведийн эрдэмтэн С.Аррениус баталжээ. Харин уусмалын шинж чанарын анхны өргөн хүрээтэй судалгааг Оросын эрдэмтэн М.Ломоносов хийсэн. Бодис ууссанаас үүсэх цэнэгтэй бөөмсийг судлахад хувь нэмэр оруулсан Т.Гротгус, М.Фарадей, Р.Ленц. Аррениус олон органик бус болон зарим органик нэгдлүүд электролит гэдгийг нотолсон. Шведийн эрдэмтэн уусмалын цахилгаан дамжуулах чанарыг бодис ион болгон задрах замаар тайлбарлав. Аррениусын электролитийн диссоциацийн онол нь энэ үйл явцад усны молекулуудын шууд оролцоог чухалчилдаггүй байв. Оросын эрдэмтэд Менделеев, Каблуков, Коновалов болон бусад хүмүүс уусгагч ба ууссан бодисын харилцан үйлчлэлээр уусгах нь үүсдэг гэж үздэг. Усны системийн тухайд "усжуулах" гэсэн нэрийг ашигладаг. Энэ нь гидрат үүсэх, дулааны үзэгдэл, бодисын өнгө өөрчлөгдөх, тунадас үүсэх зэргээр нотлогддог физик, химийн нарийн төвөгтэй процесс юм.

Электролитийн диссоциацийн онолын үндсэн заалтууд (TED)

С.Аррениусын онолыг боловсронгуй болгохоор олон эрдэмтэд ажиллажээ. Энэ нь атомын бүтэц, химийн бондын талаархи орчин үеийн өгөгдлийг харгалзан түүнийг сайжруулах шаардлагатай байв. 19-р зууны сүүл үеийн сонгодог диссертациас ялгаатай TED-ийн үндсэн заалтуудыг томъёолсон болно.

Тэгшитгэл зохиохдоо гарч буй үзэгдлүүдийг анхаарч үзэх хэрэгтэй: урвуу үйл явцын тусгай тэмдгийг хэрэглэж, сөрөг ба эерэг цэнэгийг тоолоорой: тэдгээр нь нийтдээ ижил байх ёстой.

Ионы бодисын ED-ийн механизм

Электролитийн диссоциацийн орчин үеийн онол нь бодис-электролит ба уусгагчийн бүтцийг харгалзан үздэг. Уусах үед ионы талст дахь эсрэг цэнэгтэй хэсгүүдийн хоорондын холбоо нь туйлын усны молекулуудын нөлөөн дор устдаг. Тэд шууд утгаараа ионуудыг нийт массаас уусмал руу "татаж авдаг". Ялзрал нь ионуудын эргэн тойронд сольват (усанд - гидрат) бүрхүүл үүсэх замаар дагалддаг. Уснаас гадна кетон ба доод спиртүүд нь диэлектрик тогтмол нэмэгддэг. Натрийн хлоридыг Na + ба Cl - ионуудад задлах үед эхний үе шатыг тэмдэглэдэг бөгөөд энэ нь болор дахь гадаргуугийн ионуудтай харьцуулахад усны диполын чиглэл дагалддаг. Эцсийн шатанд усжуулсан ионууд ялгарч, шингэн рүү тархдаг.

Ковалент өндөр туйлттай холбоо бүхий нэгдлүүдийн ED-ийн механизм

Уусгагчийн молекулууд нь ион бус бодисын талст бүтцийн элементүүдэд нөлөөлдөг. Жишээлбэл, усны диполын давсны хүчилд үзүүлэх нөлөө нь молекул дахь бондын төрлийг ковалент туйлаас ион болгон өөрчлөхөд хүргэдэг. Уг бодис задарч, устөрөгч, хлорын ионууд нь уусмалд ордог. Энэ жишээ нь уусгагч болон ууссан нэгдлүүдийн хэсгүүдийн хооронд явагддаг процессуудын ач холбогдлыг нотолж байна. Энэ харилцан үйлчлэл нь электролитийн ион үүсэхэд хүргэдэг.

Электролитийн диссоциацийн онол ба органик бус нэгдлүүдийн үндсэн ангиуд

TED-ийн үндсэн заалтуудын үүднээс хүчилийг электролит гэж нэрлэж болох бөгөөд задралын явцад эерэг ионуудаас зөвхөн H + протоныг илрүүлж болно. Суурийн диссоциаци нь зөвхөн OH анион ба металлын катион үүсэх буюу талст торноос ялгарах замаар дагалддаг. Ердийн давс нь ууссан үед эерэг металлын ион ба сөрөг хүчлийн үлдэгдэл үүсгэдэг. Үндсэн давс нь OH бүлэг ба хүчлийн үлдэгдэл гэсэн хоёр төрлийн анион байдгаараа ялгагдана. Хүчиллэг давсанд катионуудын дунд зөвхөн устөрөгч ба металл байдаг.

Электролитийн хүч чадал

Уусмал дахь бодисын төлөв байдлыг тодорхойлохын тулд физик хэмжигдэхүүнийг ашигладаг - диссоциацийн зэрэг (α). Үүний утгыг задарсан молекулуудын тоог уусмал дахь нийт тоонд харьцуулсан харьцаагаар олно. Диссоциацийн гүнийг янз бүрийн нөхцлөөр тодорхойлно. Уусгагчийн диэлектрик шинж чанар, ууссан нэгдлийн бүтэц нь чухал юм. Ихэвчлэн концентраци нэмэгдэх тусам диссоциацийн зэрэг буурч, температур нэмэгдэх тусам нэмэгддэг. Ихэнхдээ тодорхой бодисын диссоциацийн зэргийг нэгдмэл фракцаар илэрхийлдэг.

Электролитийн ангилал

19-р зууны төгсгөлд электролитийн диссоциацийн онолд уусмал дахь ионуудын харилцан үйлчлэлийн тухай заалт байхгүй байв. Усны молекулуудын катион ба анионуудын тархалтад үзүүлэх нөлөө Аррениусад ач холбогдолгүй мэт санагдаж байв. Аррениусын хүчтэй ба сул электролитийн талаархи санаанууд нь албан ёсны байсан. Сонгодог заалтууд дээр үндэслэн та хүчтэй электролитийн хувьд α = 0.75-0.95 утгыг авч болно. Туршилтууд нь тэдгээрийн диссоциацийн эргэлт буцалтгүй байдлыг нотолсон (α → 1). Уусдаг давс, хүхрийн болон давсны хүчил, шүлтүүд бараг бүрэн ион болж задардаг. Хүхэр, азот, гидрофтор, ортофосфорын хүчлүүд хэсэгчлэн задардаг. Цахиур, цууны хүчил, устөрөгчийн сульфид ба нүүрстөрөгчийн хүчил, аммонийн гидроксид, уусдаггүй суурь нь сул электролит гэж тооцогддог. Ус нь мөн сул электролит гэж тооцогддог. H 2 O молекулуудын багахан хэсэг нь салж, ионы моляризаци нэгэн зэрэг явагдана.