Abstract 전해질 해리 이론의 기원. 해결 이론의 출현. 전해해리 이론의 창설과 발전의 역사에서 전해해리 개요

19세기 전반. 패러데이는 전해질과 비전해질의 개념을 도입했습니다.

그는 용액과 용융물이 전류를 전도하는 전해질 물질과 용액과 용융물이 전류를 전도하지 않는 물질인 비전해질이라고 불렀습니다.

염, 알칼리, 산의 용액은 전류를 전도합니다.

설탕, 알코올, 포도당 용액은 전기를 전도하지 않습니다.

전해질 용액이 전류를 전도하는 이유는 무엇입니까?

다양한 물질 용액의 전기 전도도를 연구하는 스웨덴 과학자 Svante Arrhenius는 1887년에 전기 전도도의 원인이 전해질이 물에 용해될 때 형성되는 이온 용액에 존재한다는 결론에 도달했습니다.

전해질이 물에 용해되거나 녹을 때 이온으로 분해되는 과정을 전해해리라고 합니다.

S. Arrhenius는 솔루션의 물리적 이론을 고수했습니다. 물질의 용해 과정을 물에 용해 된 물질 입자의 단순한 분포로 간주했지만 물과의 상호 작용을 고려하지 않았으며 용액에 자유 이온이 있다고 믿었습니다. TED는 용액의 성질과 관련된 많은 현상을 설명했지만 왜 어떤 물질은 전해질이고 다른 물질은 아닌지, 이온 형성에서 용매가 어떤 역할을 하는지에 대한 질문에는 답하지 않았습니다.

그와는 대조적으로 러시아 화학자 I.A. Kablukov 및 V.A. Kistyakovsky는 ED를 설명하기 위해 D.I. Mendeleev는 전해질이 용해되면 용해된 물질과 물의 화학적 상호 작용이 일어나 수화물이 형성되고 이온으로 해리된다는 것을 증명했습니다. 즉, 용액에는 자유 이온이 아닌 수화 이온이 포함되어 있습니다.

물 분자는 쌍극자(두 개의 극)입니다. 수소 원자가 105°의 각도에 위치하여 분자가 각진 모양을 갖기 때문입니다.

일반적으로 이온 결정 격자를 가진 물질은 이미 기성 이온으로 구성되어 있기 때문에 가장 쉽게 해리됩니다. 용해되면 물 쌍극자는 전해질의 양이온과 음이온 주위에 반대 전하를 띠는 방향으로 배열됩니다. 전해질 이온과 물 쌍극자 사이에 상호 인력이 발생합니다. 결과적으로 이온 사이의 결합이 약해지고 이온이 결정에서 용액으로 이동합니다(그림).

수화 이온에 대한 염화나트륨 ED의 계획

이온 결합을 가진 물질(염 및 알칼리)이 해리되는 동안 발생하는 일련의 과정은 다음과 같습니다.

• A) 분자의 방향 - 결정 이온 근처의 물 쌍극자;
• B) 결정 표면층의 이온과 물 분자의 수화 (상호 작용);
• C) 전해질 결정이 수화된 이온으로 해리(부패)됩니다.

다음 방정식을 사용하여 프로세스를 단순화할 수 있습니다.

NaСl > Na + + Сl - .

분자에 공유 극성 결합 (예 : 염화수소 HCl 분자)이있는 전해질은 유사하게 해리됩니다. 이 경우에만 물 쌍극자의 영향으로 결합의 극성이 증가한 다음 이온 형성:

HCl > H + + Cl - .

ED를 정량적으로 특성화하기 위해 St. Arrhenius는 그리스 문자 b로 표시되는 ED 정도의 개념을 도입했습니다.

전해질 해리도는 용해된 총 분자 수에 대해 이온으로 분해된 전해질 분자 수의 비율입니다. 전해질 무전해질 전해질 해리 산

전해질 해리 정도는 실험적으로 결정되며 분수 또는 백분율로 표시됩니다. b = 0이면 물질은 전혀 이온으로 분해되지 않습니다. 이는 전해질이 아닙니다. 비전해질에는 에테르, 탄화수소, 산소, 질소 등과 같이 공유 저극성 및 비극성 결합을 갖는 물질이 포함됩니다.

ED 정도의 범위는 0~1(0~100%의 백분율)입니다.

b = 1 또는 100%이면 전해질이 이온으로 완전히 분해됩니다. 강한 전해질에는 모든 가용성 염, 무기산(HNO 3, HCl, HBr, Hl, H 2 SO 4, HClO 4), 알칼리(LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH) 2, Ba(OH) 2)가 포함됩니다.

수용액의 약한 전해질은 이온으로 완전히 해리되지 않습니다(b< 3%). К слабым электролитам относят органические кислоты, многие неорганические (Н 2 S, НF, Н 2 СО 3 , Н 2 SiО 3 , НNО 2 , Н 2 SО 3), основания (за исключением щелочей), NН 4 ОН, вода.

ED의 정도는 전해질의 성질, 온도(b는 온도가 증가함에 따라 증가함) 및 용액 내 전해질 농도(용액의 희석은 항상 b가 증가함)에 따라 달라집니다.

검토할 질문:

• 1) KOH 용액은 전류를 전도하지만 포도당 용액은 전류를 전도하지 않는 이유는 무엇입니까?
• 2) 염 CaCO 3 는 전해질인가요? 왜?
• 3) 전해액을 희석하면 해리도가 높아지는 이유는 무엇입니까?
• 4) 화학 결합을 극성 공유 결합과 이온 결합으로 나누는 것은 조건부임을 증명하십시오.
• 5) 전해질 수용액의 전기전도도를 어떻게 설명할 수 있나요?

TED의 기본 조항

• 1) 전해질은 물에 용해되면 양이온과 음이온으로 해리(분해)됩니다.
• 2) 전류의 영향으로 양으로 하전된 이온은 전류원의 음극(음극)으로 이동하므로 양이온이라고 하며, 음으로 하전된 이온은 전류원의 양극(양극)으로 이동합니다. 그러므로 음이온이라고 부른다.
• 3) 수용액에서 전해질이 해리되는 이유는 수화, 즉 전해질과 물 분자의 상호 작용 및 그 안의 화학 결합이 끊어지기 때문입니다.
• 4) ED는 약한 전해질에 대한 가역적 과정입니다.
• 5) 전해질 용액의 화학적 성질은 해리 중에 형성되는 이온의 성질에 따라 결정됩니다.

형성된 이온의 특성에 따라 산, 염기, 염의 세 가지 유형의 전해질이 구별됩니다.

산은 해리 시 산성 잔류물의 수소 양이온과 음이온을 형성하는 전해질입니다.

HCl> H + + Cl -

НNO 3 > Н + + NO 3 -

H 2 SO 4 > 2H + + SO 4 2-

인산 및 기타 다염기산의 경우 단계적 해리가 발생합니다.

1단계 - 인산이수소 이온 형성:

N 3 PO 4 - N + + H 2 PO 4 - ,

2단계 - 인산수소 이온 형성:

N 2 PO 4 - - N + + NPO 4 2- ,

3단계 - 인산염 이온 형성:

NRO 4 2- - N ++ RO 4 3- .

모든 산에는 한 가지 공통점이 있습니다. 즉, 해리될 때 반드시 수소 양이온을 형성한다는 것입니다. 따라서 신맛, 지시약의 색상 변화 등 산의 일반적인 특징은 정확하게 수소 양이온에 의해 발생합니다.

염기는 해리 시 금속 양이온과 수산기 OH의 음이온을 형성하는 전해질입니다.

NaOH - Na + + OH -,

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

다중산 염기는 단계적으로 해리됩니다.

• 1) Ca(OH) 2 > CaOH + + OH - ,
• 2) CaOH + - Ca 2+ + OH - .

염기의 모든 공통 특성(만졌을 때 비누 같은 느낌, 지시약의 색상 변화 등)은 모든 염기에 공통적인 수산화물 이온인 OH로 인해 발생합니다.

염은 해리 시 금속 양이온(또는 암모늄 NH 4 +)과 산성 잔류물의 음이온을 형성하는 전해질입니다.

K 3 RO 4 > 3K ++ RO 4 3-,

NH4NO3 > NH4++ + NO3 - .

다중산 및 다중산 염기와 달리 염은 단계적으로 해리되지 않고 즉시 완전히 해리됩니다.

독립적인 작업을 위한 연습:

• 1) 구조 및 특성별로 비교:
  • A) Ca 0 및 Ca 2+; B) H 2 0 및 H +.
• 2) 다음 전해질에 대한 해리 방정식을 적으십시오: 황산제1철(III); 탄산칼륨; 인산암모늄; 질산구리(II); 수산화바륨; 인산. 이온의 이름을 말해보세요.
• 3) 수산화철(II), 수산화칼륨, 규산, 질산, 산화황(IV), 황화나트륨, 황화철(II) 중 어떤 물질이 해리됩니까? 왜? 가능한 해리 방정식을 적어보세요.
• 4) 황산의 단계적 해리 방정식을 작성할 때 첫 번째 단계에는 > 기호를 사용하고 두 번째 단계에는 가역성 기호를 사용합니다. 왜?
• 5) 용해도 표를 사용하여 용액에서 황산이온 SO 4 2-를 형성하는 세 가지 또는 네 가지 물질의 예를 들어보십시오. 이 물질들의 해리 방정식을 적어보세요.

D/s: 질문에 구두로 답변하십시오.

• 1) 어떤 물질이 전해질로 분류되고, 어떤 물질이 비전해질로 분류되나요?
• 2) 에틸알코올, 포도당 수용액, 수산화나트륨, 물 속의 산소 용액, 탄산칼륨, 용융 수산화칼륨 중 전류를 전도하는 액체는 무엇입니까? 당신의 대답을 설명하십시오.
• 3) ED를 뭐라고 부르나요?
• 4) 용액의 물리화학적 이론의 본질은 무엇인가?
• 5) 어떤 이온을 수화되었다고 하나요?
• 6) 왜 어떤 물질은 전해질이고 어떤 물질은 전해질이 아닌가?
• 7) 이온 형성에서 물은 어떤 역할을 합니까?
• 8) ED의 정도는 무엇입니까? 그것은 무엇에 달려 있습니까?
• 9) TED의 기본 조항.
• 10) TED의 관점에서 산, 염기, 염을 정의합니다.

통합 문서에 있는 연습을 서면으로 수행하십시오.

가능한 경우 물질의 해리에 대한 방정식을 구성하십시오.

NaOH, ZnO, H 2 S, Al(OH) 3, BaSiO 3, Cu(NO 3) 2, FePO 4, AlCl 3, CaSO 4, SiO 2, HNO 3, (NH 4) 2 CO 3.

1887년 스웨덴의 화학자 아레니우스(Arrhenius)는 전해질 해리 이론을 공식화했습니다. 이 이론은 염, 산, 알칼리의 수용액이 전류를 전도하는 이유를 설명합니다.

전해질 해리

Arrhenius는 해결책을 조사하는 동안 그 중 일부가 전류를 전도한다는 사실을 발견했습니다. 이것이 어떻게 일어나는지 정확히 이해하려면 전류의 정의를 기억해야 합니다. 이것은 하전 입자의 규칙적인 움직임입니다. 따라서 이러한 입자가 용액에 존재해야 합니다.

전류를 운반하는 하전 입자는 이온입니다. 그들은 양전하를 띤 양이온과 음전하를 띤 음이온으로 구분됩니다.

쌀. 1. 물 속의 양이온과 음이온.

이온은 물질 분자의 분해(분할)의 결과로 형성됩니다. 이는 물 분자의 영향으로 용액에서 발생하거나 용융물의 고온에서 발생할 수 있습니다. 분자가 이온으로 분해되는 것을 전해해리라고 합니다.

전해질과 비전해질

물에 노출되면 모든 물질이 이온으로 분해되는 것은 아닙니다. 그러므로 그들은 강조한다. 두 가지 물질 그룹:

• 전해질 - 분자가 이온으로 분해됩니다.
• 비전해질 - 분자가 이온으로 분해되지 않습니다.

전해질에 복합 무기 물질에는 다음이 포함됩니다.

• 산;
• 근거;
• 용융물 및 염 용액;
• 고체염;
• 일부 고체 산화물;
• 수산화물.

비전해질 - 대부분의 유기물질. 여기에는 다음이 포함됩니다.

• 알데히드;
• 케톤;
• 탄화수소;
• 탄수화물.

전해질 해리의 본질은 공유 극성 또는 이온 결합의 분해입니다. 물 분자는 극성 분자를 끌어당겨 극성을 증가시키고 이를 이온으로 분해합니다. 고온에서 용융되면 결정 격자의 이온이 진동하기 시작하여 결정이 파괴됩니다. 단순한 물질에 존재하는 공유 비극성 결합은 충분히 강하며 물 분자에 의해 또는 가열될 때 깨지지 않습니다.

쌀. 2. 물 분자는 나트륨과 염소 이온을 형성합니다.

전해질의 종류

전해질 해리는 해리 정도를 특징으로 합니다. 이는 물질의 전체 분자 수에 대한 부패된 분자 수의 비율을 반영하는 양입니다. 해리 정도는 이온으로 분해된 물질 분자의 비율을 나타냅니다. 수식으로 표현

여기서 n은 붕괴된 분자의 수이고, N은 총 분자 수입니다.

해리 정도에 따라 두 그룹의 전해질이 구별됩니다.

• 강한- 불포화 용액(강산, 염, 알칼리)에서 거의 완전히 분해됩니다.
• 약한- 부분적으로 분해되거나 분해되지 않습니다(약산, 약간 용해성 염, 불용성 염기, 수산화암모늄).

쌀. 3. 강하고 약한 전해질.

불포화 용액에는 작은 농도의 용질이 포함되어 있습니다. 이는 용액에 더 많은 물질을 추가할 수 있음을 의미합니다.

이론의 조항

전해질을 연구한 후 Arrhenius는 전해질 해리 이론의 주요 원리를 공식화했습니다.

• 물질은 물과 상호 작용할 때 이온(양이온 및 음이온)으로 분해됩니다.
• 전류는 양이온을 음극쪽으로 이동시키고 음이온을 양극쪽으로 이동시킵니다.
• 해리는 약한 전해질에 대한 가역적 과정입니다.

평균 평점: 4. 받은 총 평점: 192.

전류가 흐르거나 전도성이 부족한 물질의 전도성을 간단한 장치를 사용하여 관찰할 수 있습니다.

이는 전선으로 전기 네트워크에 연결된 탄소 막대(전극)로 구성됩니다. 회로에 전류가 있는지 여부를 나타내는 전등이 회로에 포함되어 있습니다. 전극을 설탕 용액에 담그면 전구에 불이 들어오지 않습니다. 하지만 염화나트륨 용액에 담그면 밝게 빛납니다.

용액이나 용융물에서 이온으로 분해되어 전류를 전도하는 물질을 전해질이라고 합니다.

동일한 조건에서 이온으로 분해되지 않고 전류를 전도하지 않는 물질을 비전해질이라고 합니다.

전해질에는 산, 염기 및 거의 모든 염이 포함됩니다.

비전해질에는 대부분의 유기 화합물뿐만 아니라 분자에 공유 비극성 또는 저극성 결합만 포함하는 물질도 포함됩니다.

전해질은 두 번째 종류의 전도체입니다. 용액이나 용융물에서는 이온으로 분해되어 전류가 흐릅니다. 분명히 용액에 이온이 많을수록 전류가 더 잘 전도됩니다. 순수한 물은 전기를 매우 잘 전도하지 않습니다.

강한 전해질과 약한 전해질이 있습니다.

강한 전해질은 용해되면 완전히 이온으로 해리됩니다.

여기에는 다음이 포함됩니다.

1) 거의 모든 염;

2) 많은 무기산, 예를 들어 H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI, HMnO 4, HClO 3, HClO 4;

3) 알칼리 및 알칼리 토금속의 염기.

약한 전해질물에 용해되면 부분적으로만 이온으로 해리됩니다.

여기에는 다음이 포함됩니다.

1) 거의 모든 유기산;

2) 일부 무기산, 예를 들어 H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, HClO, H 2 SiO 3;

3) 암모니아 수화물 NH 3 ∙H 2 O로 표시될 수 있는 NH 4 OH뿐만 아니라 많은 금속 염기(알칼리 및 알칼리 토금속 염기 제외).

물은 약한 전해질이다.

약한 전해질은 용액에서 고농도의 이온을 생성할 수 없습니다.

전해질 해리 이론의 기본 원리.

전해질이 물에 용해될 때 이온으로 분해되는 현상을 전해해리라고 합니다.

따라서 염화나트륨 NaCl은 물에 용해되면 나트륨 이온 Na +와 염화물 이온 Cl -로 완전히 분해됩니다.

물은 수소 이온 H +와 수산화물 이온 OH를 형성합니다. 아주 적은 양입니다.

전해질 수용액의 특성을 설명하기 위해 스웨덴 과학자 S. Arrhenius는 1887년에 전해질 해리 이론을 제안했습니다. 그 후, 그것은 원자 구조와 화학 결합의 교리를 기반으로 많은 과학자들에 의해 개발되었습니다.

이 이론의 현대적인 내용은 다음 세 가지 조항으로 축소될 수 있습니다.

1. 전해질은 물에 용해되면 양이온과 음이온의 이온으로 분해(해리)됩니다.

이온은 원자보다 더 안정적인 전자 상태에 있습니다. 이들은 하나의 원자로 구성될 수 있습니다. 이는 단순 이온(Na +, Mg 2+, Al 3+ 등)입니다. 또는 여러 원자로 구성됩니다. 이는 복합 이온(NO 3 -, SO 2- 4, PO Z- 4)입니다. 등.).

2. 전류의 영향으로 이온은 방향성 이동을 얻습니다. 양전하를 띤 이온은 음극쪽으로 이동하고 음전하를 띤 이온은 양극쪽으로 이동합니다. 따라서 전자를 양이온, 후자를 음이온이라고 합니다.

이온의 방향 이동은 반대로 대전된 전극에 의한 인력의 결과로 발생합니다.

3. 해리는 가역적 과정입니다. 분자가 이온으로 분해(해리)되는 것과 병행하여 이온을 결합하는 과정(결합)이 발생합니다.

따라서 전해질 해리 방정식에서는 등호 대신 가역성 기호가 사용됩니다. 예를 들어, 전해질 분자 KA를 K + 양이온과 A - 음이온으로 해리하는 방정식은 일반적으로 다음과 같이 작성됩니다.

KA ← K + + A -

전해질 해리 이론은 무기 화학의 주요 이론 중 하나이며 원자 분자 과학 및 원자 구조 이론과 완전히 일치합니다.

해리 정도.

아레니우스(Arrhenius)의 전해질 해리 이론의 가장 중요한 개념 중 하나는 해리 정도의 개념입니다.

해리도(a)는 용해된 분자의 총 수(n)에 대한 이온으로 해리된 분자 수(n")의 비율입니다.

전해질 해리 정도는 실험적으로 결정되며 단위 분율 또는 백분율로 표시됩니다. α = 0이면 해리가 없고, α = 1 또는 100%이면 전해질이 이온으로 완전히 분해됩니다. α = 20%이면 이는 주어진 전해질의 100개 분자 중 20개가 이온으로 분해되었음을 의미합니다.

전해질마다 해리 정도가 다릅니다. 경험에 따르면 전해질 농도와 온도에 따라 달라집니다. 전해질 농도가 감소하면, 즉 물로 희석하면 해리 정도는 항상 증가합니다. 일반적으로 해리 정도와 온도 상승 정도가 증가합니다. 해리 정도에 따라 전해질은 강한 전해질과 약한 전해질로 구분됩니다.

약한 전해질인 아세트산의 전해 해리 동안 해리되지 않은 분자와 이온 사이에 확립된 평형의 이동을 고려해 보겠습니다.

CH 3 COOH ← CH 3 COO - + H +

아세트산 용액을 물로 희석하면 평형이 이온 형성쪽으로 이동하고 산의 해리 정도가 증가합니다. 반대로 용액이 증발하면 평형이 산 분자 형성쪽으로 이동하여 해리 정도가 감소합니다.

이 표현에서 α는 0(해리 없음)에서 1(완전한 해리)까지 다양할 수 있음이 분명합니다. 해리 정도는 종종 백분율로 표시됩니다. 전해질 해리 정도는 용액의 어는점 측정, 용액의 전기 전도도 등을 통해 실험적으로만 결정할 수 있습니다.

해리 메커니즘

이온 결합을 가진 물질은 가장 쉽게 해리됩니다. 아시다시피 이러한 물질은 이온으로 구성됩니다. 용해되면 물 쌍극자는 양이온과 음이온을 중심으로 배향됩니다. 물의 이온과 쌍극자 사이에는 상호 인력이 발생합니다. 결과적으로 이온 사이의 결합이 약해지고 이온이 결정에서 용액으로 이동합니다. 이 경우 수화된 이온이 형성됩니다. 이온은 물 분자와 화학적으로 결합되어 있습니다.

극성 공유 결합의 종류(극성 분자)에 따라 분자가 형성된 전해질도 비슷하게 해리됩니다. 물질의 각 극성 분자 주위에는 물 쌍극자가 배향되어 있으며 음극은 분자의 양극으로, 양극은 음극으로 끌립니다. 이러한 상호 작용의 결과로 연결 전자 구름(전자 쌍)은 전기 음성도가 더 높은 원자쪽으로 완전히 이동하고 극성 분자는 이온 분자로 변한 다음 수화 이온이 쉽게 형성됩니다.

극성 분자의 해리는 완전하거나 부분적일 수 있습니다.

따라서 전해질은 염, 산 및 염기와 같은 이온 또는 극성 결합을 갖는 화합물입니다. 그리고 극성 용매에서는 이온으로 해리될 수 있습니다.

해리 상수.

해리 상수. 전해질 해리의 보다 정확한 특성은 용액의 농도에 의존하지 않는 해리 상수입니다.

해리 상수에 대한 표현은 AA 전해질의 해리 반응에 대한 방정식을 일반적인 형식으로 작성하여 얻을 수 있습니다.

A K → A - + K + .

해리는 가역적인 평형 과정이므로 질량 작용의 법칙이 이 반응에 적용되고 평형 상수는 다음과 같이 정의될 수 있습니다.

여기서 K는 해리 상수로, 전해질과 용매의 온도와 성질에 따라 달라지지만 전해질의 농도에는 의존하지 않습니다.

다양한 반응에 대한 평형 상수의 범위는 10 -16에서 10 15까지 매우 넓습니다. 예를 들어 높은 가치 에게반응을 위해

은 이온 Ag +를 포함하는 용액에 금속 구리를 첨가하면 평형에 도달하는 순간 구리 이온 농도가 은 이온 농도 2의 제곱보다 훨씬 크다는 것을 의미합니다. 그에 비해 가치가 낮은 에게반응 중

이는 평형에 도달할 때까지 무시할 수 있는 양의 요오드화은 AgI가 용해되었음을 나타냅니다.

평형 상수에 대한 표현의 작성 형식에 특별한 주의를 기울이십시오.반응 중에 일부 반응물의 농도가 크게 변하지 않으면 평형 상수 식에 기록되지 않습니다. (이러한 상수는 K 1로 표시됩니다).

따라서 구리와 은의 반응에 대한 표현은 올바르지 않습니다.

올바른 형식은 다음과 같습니다.

이는 금속 구리와 은의 농도가 평형 상수에 도입된다는 사실로 설명됩니다. 구리와 은의 농도는 밀도에 따라 결정되며 변경할 수 없습니다. 따라서 평형상수를 계산할 때 이러한 농도를 고려하는 것은 의미가 없습니다.

AgCl과 AgI를 녹일 때의 평형 상수 표현도 비슷한 방식으로 설명됩니다.

용해도의 산물. 난용성 금속염 및 수산화물의 해리 상수를 해당 물질의 용해도 곱(PR로 표시)이라고 합니다.

물 해리 반응의 경우

상수 표현식은 다음과 같습니다:

이는 수용액에서 반응하는 동안 물의 농도가 매우 약간 변한다는 사실로 설명됩니다. 따라서 [H 2 O]의 농도는 일정하게 유지되어 평형상수에 도입된다고 가정한다.

전해질 해리의 관점에서 본 산, 염기 및 염.

전해질 해리 이론을 사용하여 산, 염기 및 염의 특성을 정의하고 설명합니다.

산은 해리로 인해 수소 양이온만 양이온으로 생성되는 전해질입니다.

예를 들어:

НCl ← Н + + С l - ;

CH 3 COOH ← H + + CH 3 COO -

다염기산의 해리는 주로 첫 번째 단계를 통해 일어나고, 두 번째 단계에서는 그 정도가 적고, 세 번째 단계에서는 그 정도가 적습니다. 따라서 예를 들어 인산 수용액에는 H 3 PO 4 분자와 함께 이온 (순차적으로 감소하는 양) H 2 PO 2-4, HPO 2-4 및 PO 3-4가 있습니다.

N 3 PO 4 ← N + + N 2 PO - 4(1단계)

N 2 PO - 4 ← N + + NPO 2- 4(2단계)

NRO 2- 4 ← N+ PO Z- 4(3단계)

산의 염기도는 해리 중에 형성되는 수소 양이온의 수에 따라 결정됩니다.

따라서 HCl, HNO 3 - 일염기산 - 하나의 수소 양이온이 형성됩니다.

H 2 S, H 2 CO 3, H 2 SO 4 - 이염기,

H 3 PO 4, H 3 AsO 4 는 각각 2개와 3개의 수소 양이온이 형성되므로 삼염기성입니다.

아세트산 분자 CH 3 COOH에 포함된 4개의 수소 원자 중 카르복실기의 일부인 COOH만이 H + 양이온인 일염기 아세트산의 형태로 분리될 수 있습니다.

이염기산과 다염기산은 단계적으로(점진적으로) 해리됩니다.

염기는 해리될 때 수산화물 이온만 음이온으로 생성되는 전해질입니다.

예를 들어:

KOH ⇔ K + + OH - ;

NH4OH ← NH + 4 + OH -

물에 녹는 염기를 알칼리라고 합니다. 그 수가 많지 않습니다. 이들은 알칼리 및 알칼리 토금속의 염기입니다: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH 및 Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2, Ra(OH) 2 NH4OH. 대부분의 염기는 물에 약간 용해됩니다.

염기의 산도는 수산기(수산기)의 수에 따라 결정됩니다. 예를 들어 NH 4 OH는 1산 염기, Ca(OH) 2는 2산 염기, Fe(OH) 3는 3산 염기 등입니다. 2산 염기와 다중산 염기는 단계적으로 해리됩니다.

Ca(OH) 2 ← Ca(OH) + + OH - (1단계)

Ca(OH) + ← Ca 2+ + OH - (2단계)

그러나 해리 시 수소 양이온과 수산화물 이온을 동시에 형성하는 전해질이 있습니다. 이러한 전해질을 양쪽성 또는 양쪽성 전해질이라고 합니다. 여기에는 물, 아연, 알루미늄, 수산화 크롬 및 기타 여러 물질이 포함됩니다. 예를 들어 물은 H + 및 OH - 이온으로 해리됩니다(소량).

H 2 O ← H + + OH -

결과적으로, 수소 양이온 H +의 존재로 인해 산성 특성이 동일하게 나타나고 OH - 이온의 존재로 인해 알칼리성 특성이 동일하게 나타납니다.

양쪽성 수산화아연 Zn(OH) 2 의 해리는 다음 방정식으로 표현될 수 있습니다.

2OH - + Zn 2+ + 2H 2 O ← Zn(OH) 2 + 2H 2 O ← 2- + 2H +

염은 해리 시 금속 양이온뿐만 아니라 암모늄 양이온(NH 4) 및 산 잔류물의 음이온이 형성되는 전해질입니다.

예를 들어:

(NH 4) 2 SO 4 ← 2NH + 4 + SO 2- 4;

Na 3 PO 4 ← 3Na + + PO 3- 4

이것이 중간 염이 해리되는 방식입니다. 산성염과 염기성염은 단계적으로 해리됩니다. 산성염에서는 금속 이온이 먼저 제거된 다음 수소 양이온이 제거됩니다. 예를 들어:

KHSO 4 ← K + + HSO - 4

HSO - 4 ← H + + SO 2- 4

염기성 염에서는 산성 잔류물이 먼저 제거되고 수산화 이온이 제거됩니다.

Mg(OH)Cl ← Mg(OH) + + Cl -

전해해리 이론 1887년 스웨덴 과학자 S. Arrhenius가 제안했습니다.

전해질 해리-이것은 용액에서 양전하(양이온) 및 음전하(음이온) 이온이 형성되면서 전해질 분자가 분해되는 것입니다.

예를 들어, 아세트산은 수용액에서 다음과 같이 해리됩니다.

CH3COOH⇄H + +CH3COO - .

해리는 가역적 과정입니다. 그러나 다른 전해질은 다르게 해리됩니다. 정도는 전해질의 성질, 농도, 용매의 성질, 외부 조건(온도, 압력)에 따라 달라집니다.

해리도 α -전체 분자 수에 대한 이온으로 분해된 분자 수의 비율:

α=v'(x)/v(x).

정도는 0에서 1까지 다양합니다(해리 없음부터 완전한 완료까지). 백분율로 표시됩니다. 실험적으로 결정됩니다. 전해질이 해리되면 용액의 입자 수가 증가합니다. 해리 정도는 전해질의 강도를 나타냅니다.

구별하다 강한그리고 약한 전해질.

강한 전해질- 해리도가 30%를 초과하는 전해질입니다.

중간 강도 전해질- 해리도가 3~30% 범위에 있는 것들입니다.

약한 전해질- 0.1M 수용액에서의 해리도는 3% 미만이다.

약한 전해질과 강한 전해질의 예.

묽은 용액의 강한 전해질은 이온으로 완전히 분해됩니다. α = 1. 그러나 실험에 따르면 해리는 1과 같을 수 없으며 대략적인 값을 가지지만 1과 같지 않습니다. 이것은 실제 해리가 아니라 명백한 해리입니다.

예를 들어 연결을 해보자 α = 0.7. 저것들. 아레니우스 이론에 따르면, 해리되지 않은 분자의 30%가 용액에 떠 있습니다. 그리고 70%는 자유 이온을 형성했습니다. 그리고 정전기 이론은 이 개념에 대한 또 다른 정의를 제공합니다. α = 0.7이면 모든 분자가 이온으로 해리되지만 이온은 70%만 자유로우며 나머지 30%는 정전기 상호작용에 의해 결합됩니다.

겉보기 해리 정도.

해리 정도는 용매와 용질의 성질뿐만 아니라 용액의 농도와 온도에도 영향을 받습니다.

해리 방정식은 다음과 같이 나타낼 수 있습니다.

AK ⇄ A- + K + .

그리고 해리 정도는 다음과 같이 표현될 수 있다.

용액 농도가 증가할수록 전해질 해리 정도는 감소합니다. 저것들. 특정 전해질의 정도 값은 일정한 값이 아닙니다.

해리는 가역적 과정이므로 반응 속도 방정식은 다음과 같이 작성할 수 있습니다.

해리가 평형이면 속도는 동일하며 결과적으로 우리는 다음을 얻습니다. 평형 상수(해리 상수):

K는 용매의 성질과 온도에 의존하지만 용액의 농도에는 의존하지 않습니다. 해리되지 않은 분자가 많을수록 전해질 해리 상수의 값이 낮아지는 것은 방정식에서 분명합니다.

다염기산단계적으로 해리하며, 각 단계에는 고유한 해리 상수 값이 있습니다.

다염기산이 해리되면 첫 번째 양성자가 가장 쉽게 제거되지만 음이온의 전하가 증가하면 인력이 증가하므로 양성자를 제거하기가 훨씬 더 어렵습니다. 예를 들어,

각 단계에서 오르토인산의 해리 상수는 크게 달라집니다.

I - 단계:

II - 단계:

III - 단계:

첫 번째 단계에서 오르토인산은 중간 강도의 산이고, 두 번째 단계에서는 약하고, 세 번째 단계에서는 매우 약합니다.

일부 전해질 용액에 대한 평형 상수의 예.

예를 살펴보겠습니다:

은 이온을 함유한 용액에 금속 구리를 첨가하면 평형 순간에 구리 이온의 농도는 은의 농도보다 높아야 합니다.

그러나 상수의 값은 낮습니다.

AgCl⇄Ag + +Cl - .

이는 평형에 도달할 때까지 염화은이 거의 용해되지 않았음을 의미합니다.

금속 구리 및 은 농도는 평형 상수에 포함됩니다.

물의 이온 생성물.

아래 표에는 다음 데이터가 포함되어 있습니다.

이 상수는 물의 이온 생성물, 이는 온도에만 의존합니다. 해리에 따르면 H+ 이온 1개당 수산화물 이온이 1개 있습니다. 순수한 물에서 이들 이온의 농도는 동일합니다. 시간 + ] = [오 - ].

여기서부터 [ 시간 + ] = [오- ] = = 10-7mol/l.

물에 염산과 같은 이물질을 첨가하면 수소이온의 농도가 증가하지만 물의 이온곱은 농도에 의존하지 않습니다.

그리고 알칼리를 첨가하면 이온의 농도는 증가하고 수소의 양은 감소합니다.

농도와 서로 연관되어 있습니다. 하나의 값이 클수록 다른 값은 작아집니다.

용액의 산도(pH).

용액의 산성도는 일반적으로 이온의 농도로 표현됩니다. H+.산성 환경에서 pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10 -7 mol/l, 알칼리성 - pH> 10 -7 mol/l.
용액의 산성도는 수소이온 농도의 음의 로그로 표현됩니다. pH.

pH = -LG[ 시간 + ].

상수와 해리 정도의 관계.

아세트산의 해리의 예를 고려하십시오.

상수를 찾아봅시다:

몰 농도 C=1/다섯, 이를 방정식에 대체하고 다음을 얻습니다.

이 방정식은 W. Ostwald의 번식 법칙, 이에 따르면 전해질의 해리 상수는 용액의 희석에 의존하지 않습니다.

일부 물질의 수용액은 전류의 전도체입니다. 이러한 물질은 전해질로 분류됩니다. 전해질은 산, 염기, 염, 일부 물질의 용융물입니다.

정의

전류의 영향으로 전해질이 수용액에서 이온으로 분해되어 녹는 과정을 호출합니다. 전해 해리.

물에 있는 일부 물질의 용액은 전기를 전도하지 않습니다. 이러한 물질을 비전해질이라고 합니다. 여기에는 설탕 및 알코올과 같은 많은 유기 화합물이 포함됩니다.

전해해리 이론

전해질 해리 이론은 스웨덴 과학자 S. Arrhenius (1887)에 의해 공식화되었습니다. S. Arrhenius 이론의 주요 조항 :

- 전해질은 물에 용해되면 양이온과 음이온으로 하전된 이온으로 분해(해리)됩니다.

- 전류의 영향으로 양전하를 띤 이온은 음극(양이온)으로 이동하고, 음전하를 띤 이온은 양극(음이온)으로 이동합니다.

— 해리는 가역적 과정이다.

KA ← K + + A −

전해질 해리의 메커니즘은 이온과 물 쌍극자 사이의 이온-쌍극자 상호작용입니다(그림 1).

쌀. 1. 염화나트륨 용액의 전해해리

이온 결합을 가진 물질은 가장 쉽게 해리됩니다. 해리는 극성 공유 결합의 유형에 따라 형성된 분자에서 유사하게 발생합니다(상호 작용의 성격은 쌍극자-쌍극자임).

산, 염기, 염의 해리

산이 해리되면 항상 수소 이온(H +), 보다 정확하게는 산의 특성(신맛, 지시약의 작용, 염기와의 상호 작용 등)을 담당하는 하이드로늄(H 3 O +)이 형성됩니다.

HNO 3 ← H + + NO 3 −

염기가 해리되면 항상 수산화수소 이온(OH -)이 형성되며, 이는 염기의 특성(지시약의 색상 변화, 산과의 상호 작용 등)을 담당합니다.

NaOH ← Na + + OH -

염은 전해질이며, 해리되면 금속 양이온(또는 암모늄 양이온 NH 4 +)과 산 잔류물의 음이온이 형성됩니다.

CaCl 2 ← Ca 2+ + 2Cl −

다염기산과 염기는 단계적으로 해리됩니다.

H 2 SO 4 ← H + + HSO 4 − (I 단계)

HSO 4 − ← H + + SO 4 2- (II 단계)

Ca(OH) 2 ← + + OH − (I 단계)

+ ← Ca 2+ + OH −

해리 정도

전해질은 약한 용액과 강한 용액으로 구분됩니다. 이 측정값을 특성화하기 위해 해리 정도()의 개념과 값이 있습니다. 해리도는 전체 분자 수에 대한 이온으로 해리된 분자 수의 비율입니다. 종종 %로 표시됩니다.

약전해질에는 10몰 용액(0.1mol/l)에서 해리 정도가 3% 미만인 물질이 포함됩니다. 강한 전해질에는 10몰 용액(0.1mol/l)에서 해리 정도가 3%를 초과하는 물질이 포함됩니다. 강한 전해질 용액에는 해리되지 않은 분자가 포함되어 있지 않으며 결합(결합) 과정을 통해 수화된 이온과 이온쌍이 형성됩니다.

해리 정도는 특히 용매의 성질, 용해된 물질의 성질, 온도에 의해 영향을 받습니다. (강한 전해질의 경우 해리도는 온도가 증가함에 따라 감소하고, 약한 전해질의 경우 온도 범위에서 최대값을 통과합니다. 60 o C), 용액의 농도 및 용액에 같은 이름의 이온 도입.

양쪽성 전해질

해리 시 H + 및 OH - 이온을 모두 형성하는 전해질이 있습니다. 이러한 전해질을 양쪽성 전해질이라고 합니다(예: Be(OH) 2, Zn(OH) 2, Sn(OH) 2, Al(OH) 3, Cr(OH) 3 등).

H + +RO − ⇔ ROH ⇔ R + +OH −

이온 반응 방정식

전해질 수용액에서의 반응은 이온 사이의 반응입니다. 이온 반응은 분자, 완전 이온 및 약식 이온 형태의 이온 방정식을 사용하여 작성됩니다. 예를 들어:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (분자 형태)

바 2+ + 2 Cl − + 2 나+ + SO4 2- = BaSO4 ↓ + 2 나 + + 2 Cl− (완전 이온 형태)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (짧은 이온 형태)

pH 값

물은 약한 전해질이므로 해리 과정이 미미하게 발생합니다.

H 2 O ← H + + OH −

질량 작용의 법칙은 모든 평형에 적용될 수 있으며 평형 상수에 대한 표현식은 다음과 같이 쓸 수 있습니다.

K = /

그러므로 물의 평형농도는 일정한 값이다.

케이 = = 킬로와트

수용액의 산도(염기성)를 반대 부호로 취한 수소 이온 몰 농도의 십진 로그를 통해 표현하는 것이 편리합니다. 이 값을 pH 값이라고 합니다.