Elektrolitik dissotsilanishning asosiy nazariy tamoyillarini shakllantirdi. Elektrolitik dissotsilanish nazariyasining asosiy tamoyillari. Kalit so'zlar va iboralar

Elektrolitlar - suvli eritmalari va eritmalari elektr tokini o'tkazadigan moddalar. Bu moddalar ionli va kovalent yuqori qutbli aloqalarga ega. Elektrolitlar kislotalar, asoslar va tuzlardir. Eritmadagi elektrolitlarning xatti-harakati, formulalangan elektrolitik dissotsilanish nazariyasi bilan izohlanadi Svante Arrhenius 1887 yilda:

Eritmalari elektrolitlar bo'lgan moddalar eritilganda musbat va manfiy zaryadli zarrachalarga (ionlarga) parchalanadi.

Elektrolitlarning ionlarga parchalanishi jarayoni deyiladi elektrolitik dissotsiatsiya. Elektr kuchlanish ta'sirida musbat zaryadlangan ionlar katodga, manfiy zaryadlangan ionlar esa anodga qarab harakatlanadi.

Musbat zaryadlangan ionlar deyiladi kationlar, va manfiy zaryadlangan ionlar - anionlar. Kationlar musbat zaryadlangan metall ionlari, vodorod ioni, NH 4+, anionlar - kislota qoldiqlari va gidroksid ionidir. Iondagi zaryad miqdori atomning yoki kislotali qoldiqning valentligiga to'g'ri keladi va musbat zaryadlar soni manfiy zaryadlar soniga teng. Shuning uchun eritma umuman elektr neytral hisoblanadi. Elektrolitik dissotsiatsiya jarayoni quyidagicha tasvirlangan:

NaCl ↔ Na + + Cl‾

H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2–

Arrenius nazariyasi elektrolitlar eritmalarining xossalari bilan bog'liq ko'plab hodisalarni tushuntirdi, ammo savolga javob bermadi: nima uchun ba'zi moddalar elektrolitlar, boshqalari esa yo'q, shuningdek, ionlarning hosil bo'lishida erituvchi qanday rol o'ynaydi.

2 . Dissotsiatsiya mexanizmi

Dissotsilanish jarayoni nazariyasi I.A. To'piqlar (1891).

Tasavvur qilaylik, suvga ionli kristall, masalan, NaCl qo'shiladi. Kristal yuzasida joylashgan har bir ion o'z atrofida elektr maydon hosil qiladi. Na + yaqinida musbat belgili maydon hosil bo'ladi, Cl yaqinida - salbiy belgining elektrostatik maydoni beriladi. Bu maydonlarning ta'siri kristalldan ma'lum masofaga tarqaladi. Eritmada kristall har tomondan tasodifiy harakatlanuvchi suv molekulalari bilan o'ralgan. Elektr zaryadlangan ionlarning ta'sir maydoniga kirganda, ular harakatlarini o'zgartiradilar: kristalning bevosita yaqinida ular shunday yo'naltiriladiki, suv dipollari musbat zaryadlangan qutbli manfiy zaryadlangan Cl - ioniga, va musbat zaryadlangan Na + ioniga qarab - manfiy zaryadlangan qutb bilan (1-rasm). Bu hodisa elektrostatik maydonda qutbli molekulalarning orientatsiyasi deb ataladi. Ionlar va suv dipollari o'rtasida kulonning jozibador kuchlari ta'sir qiladi. Ion-dipol o'zaro ta'siri natijasida energiya ajralib chiqadi, bu kristaldagi ion aloqalarining uzilishiga va ionning kristalldan eritmaga o'tishiga yordam beradi. Bir-biridan ajralgan ionlar, ular orasidagi bog'lanish uzilgandan so'ng darhol qutbli suv molekulalari bilan o'ralgan va butunlay bo'ladi. gidratlangan. Ionlarning suv molekulalari bilan o'zaro ta'siri, natijada gidratatsiya qobig'ining hosil bo'lishi hodisasi deyiladi. ionlarning hidratsiyasi.

Guruch. 1. Ion birikmalarining dissotsiatsiyasi

Qarama-qarshi zaryadga ega bo'lgan gidratlangan ionlar bir-biri bilan o'zaro ta'sir qilishi mumkin. Ammo ionlar eritmada hidratsion qobiqlar bilan birga harakat qilganligi sababli, ularning o'zaro ta'sir kuchi sezilarli darajada kamayadi va ular mustaqil yashashga qodir.

Qutbli birikmalar eritilganda, suv dipollari erigan molekulalar atrofida yo'naltiriladi, bu ularning yanada qutblanishiga olib keladi. Atomlar orasidagi qutbli kovalent bog'lanish ionga aylanadi. Umumiy elektron jufti atomlardan biriga o'tadi (2-rasm).

Guruch. 2. Molekulalarning qutbli kovalent bog`lar bilan dissotsiatsiyasi

Masalan, HCl da elektron jufti xlor atomiga o'tadi, u gidratlangan xlor ioniga aylanadi va suv molekulasi bilan proton murakkab musbat zaryadlangan H 3 O + - gidroniy ionini hosil qiladi.

HCl + xH 2 O ↔ H 3 O + + Cl – ∙yH 2 O

Shunday qilib, elektrolitlar faqat ion yoki qutbli kovalent bog'langan birikmalar bo'lishi mumkin. Elektrolitlar faqat qutbli erituvchilarda ajralishi mumkin.

Moddalarning o'tkazuvchanligi elektr toki yoki oddiy asbob yordamida o'tkazuvchanlikning etishmasligi kuzatilishi mumkin.

U simlar orqali elektr tarmog'iga ulangan uglerod novdalaridan (elektrodlardan) iborat. Elektr chirog'i kontaktlarning zanglashiga olib kiradi, bu kontaktlarning zanglashiga olib kelishi yoki yo'qligini ko'rsatadi. Agar siz elektrodlarni shakar eritmasiga botirsangiz, lampochka yonmaydi. Ammo ular natriy xlorid eritmasiga botirilsa, u yorqin yonadi.

Eritmalarda yoki eritmalarda ionlarga parchalanadigan va shuning uchun elektr tokini o'tkazadigan moddalar elektrolitlar deyiladi.

Xuddi shu sharoitda ionlarga parchalanmaydigan va elektr tokini o'tkazmaydigan moddalar noelektrolitlar deyiladi.

Elektrolitlarga kislotalar, asoslar va deyarli barcha tuzlar kiradi.

Noelektrolitlarga ko'pchilik kiradi organik birikmalar, shuningdek, molekulalarida faqat kovalent qutbsiz yoki past qutbli aloqalar mavjud bo'lgan moddalar.

Elektrolitlar ikkinchi turdagi o'tkazgichlardir. Eritmada yoki eritmada ular ionlarga parchalanadi, shuning uchun oqim oqadi. Shubhasiz, eritmadagi ionlar qancha ko'p bo'lsa, u elektr tokini yaxshi o'tkazadi. Toza suv elektr tokini juda yomon o'tkazadi.

Kuchli va kuchsiz elektrolitlar mavjud.

Kuchli elektrolitlar eritilganda butunlay ionlarga ajraladi.

Bularga quyidagilar kiradi:

1) deyarli barcha tuzlar;

2) ko'plab mineral kislotalar, masalan, H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI, HMnO 4, HClO 3, HClO 4;

3) ishqoriy asoslar va ishqoriy tuproq metallari.

Zaif elektrolitlar Suvda eritilganda ular faqat qisman ionlarga ajraladi.

Bularga quyidagilar kiradi:

1) deyarli barcha organik kislotalar;

2) ba'zi mineral kislotalar, masalan, H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, HClO, H 2 SiO 3;

3) ko'plab metall asoslar (ishqoriy va gidroksidi tuproqli metall asoslardan tashqari), shuningdek ammiak gidrat NH 3 ∙H 2 O sifatida ifodalanishi mumkin bo'lgan NH 4 OH.

Suv zaif elektrolitdir.

Zaif elektrolitlar eritmada ionlarning yuqori konsentratsiyasini hosil qila olmaydi.

Elektrolitik dissotsilanish nazariyasining asosiy tamoyillari.

Suvda eritilganda elektrolitlarning ionlarga parchalanishi elektrolitik dissotsiatsiya deyiladi.

Shunday qilib, natriy xlorid NaCl suvda eriganida to'liq natriy ionlari Na + va xlorid ionlari Cl - ga parchalanadi.

Suv vodorod ionlarini H + va gidroksid ionlarini OH hosil qiladi - faqat juda oz miqdorda.

Elektrolitlarning suvli eritmalarining xususiyatlarini tushuntirish uchun shved olimi S. Arrenius 1887 yilda elektrolitik dissotsilanish nazariyasini taklif qildi. Keyinchalik u ko'pgina olimlar tomonidan atomlar tuzilishi va kimyoviy bog'lanishlar haqidagi ta'limot asosida ishlab chiqilgan.

Ushbu nazariyaning zamonaviy mazmunini quyidagi uchta qoidaga qisqartirish mumkin:

1. Elektrolitlar suvda eriganda ionlarga parchalanadi (dissotsilanadi) - musbat va manfiy.

Ionlar atomlarga qaraganda ancha barqaror elektron holatda. Ular bitta atomdan iborat bo'lishi mumkin - bu oddiy ionlar (Na +, Mg 2+, Al 3+ va boshqalar) - yoki bir nechta atomlardan iborat - bular murakkab ionlar (NO 3 -, SO 2- 4, PO Z- 4). va boshqalar).

2. Elektr toki ta'sirida ionlar yo'nalishli harakatga ega bo'ladi: musbat zaryadlangan ionlar katodga, manfiy zaryadlangan ionlar anodga qarab harakatlanadi. Shuning uchun birinchisi kationlar, ikkinchisi - anionlar deb ataladi.

Ionlarning yo'nalishli harakati ularning qarama-qarshi zaryadlangan elektrodlar tomonidan tortilishi natijasida yuzaga keladi.

3. Dissotsilanish teskari jarayondir: molekulalarning ionlarga parchalanishi (dissosiatsiya) bilan parallel ravishda ionlarning birlashishi (assotsiatsiya) jarayoni sodir bo'ladi.

Shuning uchun elektrolitik dissotsilanish tenglamalarida tenglik belgisi o'rniga qaytuvchanlik belgisi qo'llaniladi. Masalan, elektrolit molekulasi KA ning K+ kationiga va A anioniga dissotsilanish tenglamasi. umumiy ko'rinish shunday yozilgan:

KA ↔ K + + A -

Elektrolitik dissotsilanish nazariyasi noorganik kimyoning asosiy nazariyalaridan biri bo'lib, atom-molekulyar fan va atom tuzilishi nazariyasiga to'liq mos keladi.

Dissotsiatsiyalanish darajasi.

Arreniusning elektrolitik dissotsilanish nazariyasining eng muhim tushunchalaridan biri dissotsilanish darajasi tushunchasidir.

Dissotsilanish darajasi (a) - ionlarga parchalangan molekulalar sonining (n") nisbati. umumiy soni erigan molekulalar (n):

Elektrolitlar dissotsilanish darajasi eksperimental tarzda aniqlanadi va birlik kasrlarida yoki foizlarda ifodalanadi. Agar a = 0 bo'lsa, u holda dissotsiatsiya bo'lmaydi va a = 1 yoki 100% bo'lsa, elektrolit ionlarga butunlay parchalanadi. Agar a = 20% bo'lsa, bu ma'lum bir elektrolitning 100 ta molekulasidan 20 tasi ionlarga bo'linganligini anglatadi.

Turli elektrolitlar turli darajadagi dissotsiatsiyaga ega. Tajriba shuni ko'rsatadiki, bu elektrolitlar konsentratsiyasi va haroratga bog'liq. Elektrolitlar kontsentratsiyasining pasayishi bilan, ya'ni. Suv bilan suyultirilganda dissotsiatsiya darajasi har doim ortadi. Qoida tariqasida, dissotsiatsiya darajasi va harorat oshadi. Dissotsilanish darajasiga ko'ra elektrolitlar kuchli va kuchsizga bo'linadi.

Kuchsiz elektrolit - sirka kislotaning elektrolitik dissotsiatsiyasi jarayonida dissotsilanmagan molekulalar va ionlar o'rtasida o'rnatilgan muvozanatning siljishini ko'rib chiqaylik:

CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +

Sirka kislota eritmasi suv bilan suyultirilganda, muvozanat ionlar hosil bo'lishi tomon siljiydi va kislotaning dissotsilanish darajasi ortadi. Aksincha, eritma bug'langanda muvozanat kislota molekulalarining hosil bo'lishi tomon siljiydi - dissotsilanish darajasi pasayadi.

Bu ifodadan a ning 0 dan (dissotsilanishsiz) 1 (to'liq dissotsiatsiya) gacha o'zgarishi aniq. Dissotsiatsiya darajasi ko'pincha foiz sifatida ifodalanadi. Elektrolitlar dissotsilanish darajasini faqat aniqlash mumkin eksperimental tarzda, masalan, eritmaning muzlash haroratini o'lchash, eritmaning elektr o'tkazuvchanligini o'lchash va boshqalar.

Dissotsiatsiya mexanizmi

Ion bog'lari bo'lgan moddalar eng oson dissotsiatsiyalanadi. Ma'lumki, bu moddalar ionlardan iborat. Ular eriganida, suv dipollari musbat va atrofida yo'naltiriladi manfiy ionlar. Suvning ionlari va dipollari o'rtasida o'zaro tortishish kuchlari paydo bo'ladi. Natijada ionlar orasidagi bog'lanish zaiflashadi va ionlar kristalldan eritmaga o'tadi. Bunday holda, gidratlangan ionlar hosil bo'ladi, ya'ni. suv molekulalari bilan kimyoviy bog'langan ionlar.

Molekulalari qutbli kovalent bog'lanish (qutbli molekulalar) turiga ko'ra hosil bo'lgan elektrolitlar ham xuddi shunday dissotsiatsiyalanadi. Moddaning har bir qutb molekulasi atrofida suv dipollari ham yo`nalgan bo`lib, ular manfiy qutblari bilan molekulaning musbat qutbiga, musbat qutblari bilan esa manfiy qutbga tortiladi. Ushbu o'zaro ta'sir natijasida birlashtiruvchi elektron buluti (elektron juftligi) to'liq elektronegativligi yuqori bo'lgan atomga siljiydi, qutbli molekula ionga aylanadi va keyin gidratlangan ionlar osongina hosil bo'ladi:

Qutbli molekulalarning dissotsiatsiyasi to'liq yoki qisman bo'lishi mumkin.

Shunday qilib, elektrolitlar ionli yoki qutbli aloqalarga ega bo'lgan birikmalar - tuzlar, kislotalar va asoslardir. Va ular qutbli erituvchilarda ionlarga ajralishi mumkin.

Dissotsiatsiya konstantasi.

Dissotsiatsiya konstantasi. Elektrolitlar dissotsiatsiyasining aniqroq xarakteristikasi eritma konsentratsiyasiga bog'liq bo'lmagan dissotsilanish konstantasidir.

Dissotsilanish konstantasining ifodasini AA elektrolitining dissotsilanish reaksiyasi tenglamasini umumiy shaklda yozish orqali olish mumkin:

A K → A - + K +.

Dissotsilanish teskari muvozanat jarayoni bo'lgani uchun bu reaksiyaga massa ta'siri qonuni qo'llaniladi va muvozanat konstantasini quyidagicha aniqlash mumkin:

Bu erda K - elektrolit va erituvchining harorati va tabiatiga bog'liq bo'lgan, lekin elektrolit konsentratsiyasiga bog'liq bo'lmagan dissotsiatsiya konstantasi.

Turli reaksiyalar uchun muvozanat konstantalarining diapazoni juda katta - 10 -16 dan 10 15 gacha. Masalan, yuqori qiymat TO reaktsiya uchun

Bu shuni anglatadiki, agar kumush ionlari Ag + bo'lgan eritmaga metall mis qo'shilsa, muvozanatga erishilganda, mis ionlarining konsentratsiyasi kumush ionlari 2 konsentratsiyasining kvadratidan ancha katta bo'ladi. Aksincha, past qiymat TO reaksiyada

muvozanatga erishilganda, kumush yodidning ahamiyatsiz miqdori AgI eriganligini ko'rsatadi.

Iltimos, toʻlang alohida e'tibor muvozanat konstantasi uchun ifodalarni yozish shakli bo'yicha. Agar reaksiya jarayonida ba'zi reaktivlarning kontsentratsiyasi sezilarli darajada o'zgarmasa, u holda ular muvozanat konstantasi ifodasiga yozilmaydi. (bunday konstantalar K 1 bilan belgilanadi).

Shunday qilib, misning kumush bilan reaktsiyasi uchun ifoda noto'g'ri bo'ladi:

To'g'ri bo'ladi keyingi shakl yozuvlar:

Bu muvozanat konstantasiga metall mis va kumush kontsentratsiyasi kiritilganligi bilan izohlanadi. Mis va kumush kontsentratsiyasi ularning zichligi bilan belgilanadi va ularni o'zgartirib bo'lmaydi. Shuning uchun muvozanat konstantasini hisoblashda bu konsentratsiyalarni hisobga olishning ma'nosi yo'q.

AgCl va AgI ni eritishda muvozanat konstantalari uchun ifodalar xuddi shunday izohlanadi.

Eruvchanlik mahsuloti. Yomon eriydigan metall tuzlari va gidroksidlarning dissotsilanish konstantalari tegishli moddalarning eruvchanlik mahsuloti deyiladi (PR bilan belgilanadi).

Suvning dissotsilanish reaktsiyasi uchun

doimiy ifoda quyidagicha bo'ladi:

Bu suvli eritmalardagi reaktsiyalar paytida suv konsentratsiyasining juda oz o'zgarishi bilan izohlanadi. Shuning uchun [H 2 O] konsentratsiyasi doimiy bo'lib qoladi va muvozanat konstantasiga kiritiladi deb taxmin qilinadi.

Elektrolitik dissotsilanish nuqtai nazaridan kislotalar, asoslar va tuzlar.

Elektrolitik dissotsilanish nazariyasidan foydalanib, kislotalar, asoslar va tuzlarning xossalarini belgilaydilar va tavsiflaydilar.

Kislotalar elektrolitlar bo'lib, ularning dissotsiatsiyasi kation sifatida faqat vodorod kationlarini hosil qiladi.

Masalan:

NCl ↔ N + + S l - ;

CH 3 COOH ↔ H + + CH 3 COO -

Ko'p asosli kislotaning dissotsiatsiyasi asosan birinchi bosqichda, kamroq darajada ikkinchi bosqichda va faqat kichik darajada uchinchi bosqichda sodir bo'ladi. Shuning uchun, in suvli eritma, masalan, fosfor kislotasi, H 3 PO 4 molekulalari bilan bir qatorda, ionlar (ketma-ket kamayib boruvchi miqdorlarda) H 2 PO 2-4, HPO 2-4 va PO 3- 4 mavjud.

N 3 PO 4 ↔ N + + N 2 PO - 4 (birinchi bosqich)

N 2 PO - 4 ↔ N + + NPO 2- 4 (ikkinchi bosqich)

NRO 2- 4 ↔ N+ PO Z- 4 (uchinchi bosqich)

Kislotalarning asosliligi dissotsilanish jarayonida hosil bo'lgan vodorod kationlari soni bilan belgilanadi.

Demak, HCl, HNO 3 - bir asosli kislotalar - bitta vodorod kationi hosil bo'ladi;

H 2 S, H 2 CO 3, H 2 SO 4 - ikki asosli,

H 3 PO 4, H 3 AsO 4 uch asosli, chunki mos ravishda ikki va uchta vodorod kationlari hosil bo'ladi.

Sirka kislotasi CH 3 COOH molekulasi tarkibidagi to'rtta vodorod atomidan faqat bittasi karboksil guruhiga kiruvchi - COOH H +, - kation shaklida ajralib chiqishga qodir. sirka kislotasi bir asosli.

Ikki asosli va ko'p asosli kislotalar bosqichma-bosqich (asta-sekin) dissotsilanadi.

Asoslar elektrolitlardir, ularning dissotsiatsiyasi anion sifatida faqat gidroksid ionlarini hosil qiladi.

Masalan:

KOH ↔ K + + OH - ;

NH 4 OH ↔ NH + 4 + OH -

Suvda eriydigan asoslar ishqorlar deyiladi. Ularning ko'pi yo'q. Bular ishqoriy va ishqoriy yer metallarining asoslari: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH va Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2, Ra(OH) 2, shuningdek NH 4 OH. Aksariyat asoslar suvda ozgina eriydi.

Asosning kislotaligi uning gidroksil guruhlari (gidroksiguruhlari) soni bilan belgilanadi. Masalan, NH 4 OH - bir kislotali asos, Ca(OH) 2 - ikki kislotali asos, Fe(OH) 3 - uch kislotali asos va hokazo. Ikki va ko'p kislotali asoslar bosqichma-bosqich dissotsilanadi.

Ca(OH) 2 ↔ Ca(OH) + + OH - (birinchi bosqich)

Ca(OH) + ↔ Ca 2+ + OH - (ikkinchi bosqich)

Shu bilan birga, elektrolitlar mavjud bo'lib, ular dissotsiatsiyalanganda bir vaqtning o'zida vodorod kationlari va gidroksid ionlarini hosil qiladi. Bu elektrolitlar amfoter yoki amfolitlar deb ataladi. Bularga suv, rux, alyuminiy, xrom gidroksidlari va boshqa bir qator moddalar kiradi. Masalan, suv H + va OH - ionlariga ajraladi (kichik miqdorda):

H 2 O ↔ H + + OH -

Binobarin, u H+ vodorod kationlari borligi sababli kislotalilik xossalari va OH - ionlari mavjudligi sababli ishqoriy xossalarga ega.

Amfoter sink gidroksid Zn(OH) 2 ning dissotsiatsiyasini tenglama bilan ifodalash mumkin.

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

Tuzlar elektrolitlar bo'lib, ularning dissotsiatsiyasi natijasida metall kationlari, shuningdek ammoniy kationi (NH 4) va kislota qoldiqlarining anionlari hosil bo'ladi.

Masalan:

(NH 4) 2 SO 4 ↔ 2NH + 4 + SO 2- 4;

Na 3 PO 4 ↔ 3Na + + PO 3- 4

O'rta tuzlar shunday dissotsiatsiyalanadi. Kislotali va asosli tuzlar bosqichma-bosqich dissotsilanadi. Kislotali tuzlarda avval metall ionlari, keyin esa vodorod kationlari chiqariladi. Masalan:

KHSO 4 ↔ K + + HSO - 4

HSO - 4 ↔ H + + SO 2- 4

Asosiy tuzlarda avval kislota qoldiqlari, keyin esa gidroksid ionlari chiqariladi.

Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH) + + Cl -

TEDning asosiy qoidalari(elektrolitik dissotsilanish nazariyasining asosiy tamoyillari 1887 yilda S. Arrenius tomonidan tuzilgan):

1. Elektrolit molekulalari suvda yoki eritilganda ionlarga parchalanadi.

2 .Elektrolitlar eritmasi yoki eritmasida ionlar xaotik harakat qiladi. Eritma yoki eritma orqali elektr toki o'tkazilganda musbat zaryadlangan ionlar manfiy zaryadlangan elektrod (katod), manfiy zaryadlangan ionlar esa musbat zaryadlangan elektrod (anod) tomon harakatlanadi.

3 . Ionlar atomlardan tuzilishi va xossalari jihatidan farq qiladi.

4 .Ko'pgina elektrolitlarning dissotsiatsiyasi teskari jarayondir. Ikki qarama-qarshi jarayon bir vaqtning o'zida sodir bo'ladi: molekulalarning ionlarga parchalanishi (ionlanish) va ionlarning molekulalarga birlashishi (molarizatsiya).

Elektrolitlar- bu eritmalari yoki eritmalari elektr tokini o'tkazadigan moddalar.

Ionlarga deyarli ajraladigan (ionlashtiruvchi) elektrolitlar kuchli, toʻliq ionlashtirilmagan elektrolitlar esa kuchsiz deyiladi.

Dissotsilanishning to'liqligini miqdoriy tavsiflash uchun dissotsiatsiya darajasi tushunchasi kiritildi.

Dissotsiatsiya darajasi (  ) - ionlarga parchalangan molekulalar sonining (n) erigan molekulalarning umumiy soniga (N) nisbati: n / N

Dissotsiatsiya darajasi birlikning foiz yoki ulushi sifatida ifodalanadi.

Dissotsilanish darajasiga ko'ra elektrolitlar shartli ravishda quyidagilarga bo'linadi:

Kuchli – a > 0,3 (30%);

Zaif - a< 0,03 (3%);

O'rtacha quvvat - (3%) 0,03< α < 0,3 (30%)

Dissotsilanish darajasi elektrolitlar eritmalarining kolligativ xossalarining (odatda qaynash va muzlash nuqtalari) nazariy bog'liqliklardan chetlanishini o'lchash yo'li bilan eksperimental tarzda aniqlanadi: Dt.= iKsm

Eritmalarning muzlash yoki qaynash nuqtasining o'zgarishini ba'zi molekulalarning ionlarga ajralishi natijasida yuzaga keladigan kinetik jihatdan mustaqil zarrachalar kontsentratsiyasining oshishini hisobga oladigan koeffitsient kiritilgandan keyin hisoblash mumkin. Van't Xoff tomonidan taklif qilingan empirik koeffitsienti(izotonik koeffitsient)uchuvchi bo'lmagan elektrolitlar eritmalaridan elektrolitlar eritmalarining kolligial xususiyatlarining og'ish darajasini ko'rsatadi.. Koeffitsient qiymatiima'lum elektrolit eritmalari uchun u suyultirilganda ortadi va elektrolit formula birligining dissotsiatsiyasi paytida paydo bo'ladigan ionlar soniga teng butun songa chegaralanadi.

Elektrolitik dissotsilanishni miqdoriy jihatdan muvozanatning qaytariladigan jarayoni sifatida tavsiflash mumkin.dissotsiatsiya konstantasi: Kd= (K+)+ (A-)/(KA)Tenglama kuchsiz elektrolitlarning suyultirilgan eritmalari uchun amal qiladi. Elektrolit qancha ko'p ajralsa, shunchalik kasal bo'lasiz, doimiy bo'ladiKd. Dissotsiatsiya darajasidan farqli o'laroq, doimiyKd faqat erituvchi, elektrolit va haroratning tabiatiga bog'liq, lekin eritmaning konsentratsiyasiga bog'liq emas. Muvozanatni bir xil ionga ega bo'lgan kuchli elektrolit qo'shish orqali o'zgartirish mumkin.

Doimiy o'rtasidaKdva dissotsilanish darajasi a munosabati mavjud. Dissotsiatsiya darajasi o'rtasidagi bog'liqlikα , konsentratsiyaBILAN va dissotsiatsiya konstantasiTO D elektrolitlar ifodalanadiOstvaldning naslchilik qonuni :

Qayerda BILAN O - dissotsiatsiyadan oldin kislota konsentratsiyasi;α – eritmadagi kislota dissotsilanish darajasi.
Sirka kislotasi uchunTO D = 1,85 ∙ 10 -5 .
Juda zaif elektrolitlar uchunα<<1 , keyin esa qiymatα maxrajda e'tiborsiz qoldirilishi mumkin (Ostvaldning suyultirish qonuni ):
TO D ≈ C O α 2 yoki

Ostvaldning suyultirish qonuni - ikkilik kuchsiz elektrolitning suyultirilgan eritmasining ekvivalent elektr o'tkazuvchanligining eritma konsentratsiyasiga bog'liqligini ifodalovchi munosabat:

Bu yerda K - elektrolitlar dissotsilanish konstantasi, c - konsentratsiya, l va l ∞ - mos ravishda c konsentratsiyasida va cheksiz suyultirishda ekvivalent elektr o'tkazuvchanlik qiymatlari. O'zaro munosabatlar ommaviy harakatlar va tenglik qonunining natijasidir

bu yerda a - dissotsilanish darajasi.

Taxmin qilishimiz mumkinki, barcha jarayonlarda faqat elektrolitlar eritmalarida "faol ionlar", ya'ni. ionlari, hozirda ionlararo o'zaro ta'sirlarda ishtirok etmaydi. Shu munosabat bilan, konsentrlangan ta'sirlarni baholash uchun, bir miqdor chaqiriladifaoliyat(a) elektrolitlar turli jarayonlarda ishtirok etadigan samarali konsentratsiya.

Faoliyatmunosabat bilan erigan moddaning haqiqiy konsentratsiyasi bilan bog'liq:

a =fC, bu erda a - elektrolitning faolligi, mol/l; C – elektrolitlar konsentratsiyasi, mol/l;f- faollik koeffitsienti (<1) (безразмерный).

Faoliyat omilikonsentratsiyasi C bo'lgan eritmaning cheksiz suyultirishdagi eritmaning xatti-harakatlaridan chetlanishini ifodalaydi, ya'ni. ionlararo o'zaro ta'sirlar bo'lmaganda.

Suyultirilgan eritmalarda ionlarning tabiati faollik koeffitsienti qiymatlariga kam ta'sir qiladi, chunki ionlararo o'zaro ta'sirlar faqat ionlarning zaryadlari va ularning konsentratsiyasi bilan belgilanadi.

Ionlararo elektrostatik o'zaro ta'sirlarning miqdoriy xarakteristikasi eritmaning ion kuchidir.

Eritmaning ion kuchiular eritmadagi barcha ionlar konsentrasiyalari yig‘indisining yarmiga teng qiymatni va ularning zaryad kvadrati deb ataladi:

I= 0,5 ∑ CiZi2, qaerdaCi - ionning molyar konsentratsiyasiieritmada;Zi- ion zaryadii.

Heterojen jarayonlar– bu interfeysdagi jarayonlar. Geterogen jarayonlarga, birinchi navbatda, ion tipidagi yomon eriydigan moddalarning hosil bo'lishi va erishi bilan bog'liq jarayonlar kiradi. Bunday moddalar (kuchli elektrolitlar) suv bilan aloqa qilganda, ionlarning bir qismi eritmaga o'tadi va suvli eritmadagi gidratlangan elektrolit ionlari va qattiq faza kristallari o'rtasida dinamik muvozanat - geterogen muvozanat o'rnatiladi. Qattiq faza bilan muvozanatda bo'lgan eritma to'yingan deb ataladi.

Tizimda muvozanatning paydo bo'lishining termodinamik sharti Gibbs energiyasining DG doimiyligidir.=0, kinetik shart esa erish va kristallanish jarayonlari tezligining tengligidir.

Qaytariladigan erish jarayonlari, kristall moddaning miqdoridan qat'i nazar, interfeysda sodir bo'ladi, chunki uning qattiq fazadagi konsentratsiyasi (va faolligi) doimiy bo'lib qoladi. Geterogen muvozanat konstantasiKschaqirdieruvchanlik doimiysi.

Eritmadagi ionlarning faolligi (konsentratsiyasi) qanchalik past bo'lsa, qiymat shunchalik past bo'ladiKS va shuning uchun eruvchanligi past bo'ladi.

Elektrolit moddalari suvda eritilganda zaryadlangan zarrachalarga - ionlarga parchalanadi. Qarama-qarshi hodisa - molarizatsiya yoki assotsiatsiya. Ionlarning hosil boʻlishi elektrolitik dissotsilanish nazariyasi bilan izohlanadi (Arrhenius, 1887). Erish va eritish jarayonida kimyoviy birikmalarning parchalanish mexanizmiga kimyoviy bog'lanish turlarining xususiyatlari, erituvchining tuzilishi va tabiati ta'sir qiladi.

Elektrolitlar va o'tkazmaydigan moddalar

Eritmalar va eritmalarda kristall panjaralar va molekulalar yo'q qilinadi - elektrolitik dissotsiatsiya (ED). Moddalarning parchalanishi ionlarning hosil bo'lishi, elektr o'tkazuvchanligi kabi xususiyatlarning paydo bo'lishi bilan birga keladi. Har bir birikma dissotsilanishga qodir emas, faqat dastlab ionlardan yoki yuqori qutbli zarralardan tashkil topgan moddalar. Erkin ionlarning mavjudligi elektrolitlarning oqim o'tkazish qobiliyatini tushuntiradi. Asoslar, tuzlar, ko'plab noorganik va ba'zi organik kislotalar bunday qobiliyatga ega. Supero'tkazuvchilar past qutbli yoki qutblanmagan molekulalardan iborat. Ular elektrolitlar bo'lmagan (ko'p organik birikmalar) bo'lgan ionlarga parchalanmaydi. Zaryad tashuvchilar musbat va manfiy ionlardir (kationlar va anionlar).

S.Arrenius va boshqa kimyogarlarning dissotsilanishni o`rganishdagi o`rni

Elektrolitik dissotsilanish nazariyasi 1887 yilda Shvetsiyalik olim S. Arrenius tomonidan asoslab berilgan. Lekin eritmalar xossalarini birinchi keng qamrovli tadqiqotlar rus olimi M. Lomonosov tomonidan olib borilgan. T. Grothus va M. Faraday, R. Lenz moddalarning erishi paytida paydo bo'ladigan zaryadlangan zarralarni o'rganishga hissa qo'shdilar. Arrenius ko'pgina noorganik va ba'zi organik birikmalar elektrolitlar ekanligini isbotladi. Shved olimi eritmalarning elektr o'tkazuvchanligini moddaning ionlarga parchalanishi bilan izohladi. Arreniusning elektrolitik dissotsilanish nazariyasi bu jarayonda suv molekulalarining bevosita ishtirok etishiga ahamiyat bermagan. Rus olimlari Mendeleev, Kablukov, Konovalov va boshqalar solvatlanish - erituvchi va erigan moddaning o'zaro ta'sirida sodir bo'ladi, deb hisoblashgan. Suv tizimlari haqida gapirganda, "hidratsiya" nomi ishlatiladi. Bu murakkab fizik-kimyoviy jarayon bo'lib, gidratlarning hosil bo'lishi, issiqlik hodisalari, modda rangining o'zgarishi va cho'kma paydo bo'lishidan dalolat beradi.

Elektrolitik dissotsilanish nazariyasining asosiy tamoyillari (ED)

S.Arrenius nazariyasini oydinlashtirish ustida koʻplab olimlar ishladilar. Bu atom tuzilishi va kimyoviy bog'lanishlar haqidagi zamonaviy ma'lumotlarni hisobga olgan holda uni takomillashtirishni talab qildi. TEDning asosiy qoidalari 19-asr oxiridagi klassik tezislardan farq qiladigan tarzda tuzilgan:

Tenglamalarni tuzishda sodir bo'lgan hodisalarni hisobga olish kerak: teskari jarayon uchun maxsus belgini qo'llang, manfiy va musbat zaryadlarni hisoblang: ular jami bir xil bo'lishi kerak.

Ion moddalarining ED mexanizmi

Elektrolitik dissotsilanishning zamonaviy nazariyasi elektrolit moddalari va erituvchilarning tuzilishini hisobga oladi. Eritilganda, ion kristallaridagi qarama-qarshi zaryadlangan zarralar orasidagi aloqalar qutbli suv molekulalari ta'sirida yo'q qilinadi. Ular tom ma'noda ionlarni umumiy massadan eritma ichiga "tortadilar". Parchalanish ionlar atrofida solvat qobig'ining (suvda, hidratsiya qobig'ining) hosil bo'lishi bilan birga keladi. Suvga qo'shimcha ravishda ketonlar va quyi spirtlar dielektrik o'tkazuvchanlikni oshirdi. Natriy xlorid Na + va Cl - ionlariga dissotsilanganda, kristaldagi sirt ionlariga nisbatan suv dipollarining yo'nalishi bilan birga bo'lgan boshlang'ich bosqich qayd etiladi. Yakuniy bosqichda gidratlangan ionlar ajralib chiqadi va suyuqlikka tarqaladi.

Kovalent yuqori qutbli aloqalar bilan ED birikmalarining mexanizmi

Erituvchi molekulalar noionik moddalarning kristall strukturasining elementlariga ta'sir qiladi. Masalan, suv dipollarining xlorid kislotaga ta'siri molekuladagi bog'lanish turining qutbli kovalentdan ionga o'zgarishiga olib keladi. Modda dissotsiatsiyalanadi va gidratlangan vodorod va xlor ionlari eritma ichiga kiradi. Ushbu misol erituvchi va erigan birikma zarralari o'rtasida sodir bo'ladigan jarayonlarning muhimligini isbotlaydi. Aynan shu o'zaro ta'sir elektrolitlar ionlarining hosil bo'lishiga olib keladi.

Elektrolitik dissotsilanish nazariyasi va noorganik birikmalarning asosiy sinflari

TEDning asosiy tamoyillaridan kelib chiqqan holda, kislotani elektrolit deb atash mumkin, uning parchalanishi paytida musbat ionlardan faqat H + protonini aniqlash mumkin. Asosning dissotsiatsiyasi kristall panjaradan faqat OH - anion va metall kationining hosil bo'lishi yoki ajralib chiqishi bilan birga keladi. Oddiy tuz eritilganda musbat metall ioni va manfiy kislota qoldig'ini hosil qiladi. Asosiy tuz ikki turdagi anionlarning mavjudligi bilan ajralib turadi: OH guruhi va kislota qoldig'i. Kislota tuzida faqat vodorod va metall kationlari mavjud.

Elektrolit quvvati

Eritmadagi moddaning holatini tavsiflash uchun fizik miqdor - dissotsilanish darajasi (a) ishlatiladi. Uning qiymati parchalangan molekulalar sonining eritmadagi umumiy soniga nisbatidan topiladi. Dissotsiatsiya chuqurligi turli sharoitlar bilan belgilanadi. Erituvchining dielektrik xossalari va erigan birikmaning tuzilishi muhim ahamiyatga ega. Odatda dissotsilanish darajasi konsentratsiyaning oshishi bilan kamayadi va harorat oshishi bilan ortadi. Ko'pincha ma'lum bir moddaning dissotsilanish darajasi birlik fraktsiyalarida ifodalanadi.

Elektrolitlarning tasnifi

19-asr oxiridagi elektrolitik dissotsiatsiya nazariyasida eritmadagi ionlarning oʻzaro taʼsiri toʻgʻrisidagi qoidalar yoʻq edi. Suv molekulalarining kationlar va anionlarning tarqalishiga ta'siri Arrenius uchun ahamiyatsiz bo'lib tuyuldi. Arreniusning kuchli va kuchsiz elektrolitlar haqidagi fikrlari rasmiy edi. Klassik qoidalarga asoslanib, kuchli elektrolitlar uchun a = 0,75-0,95 qiymatini olish mumkin. Tajribalar ularning dissotsiatsiyasining qaytarilmasligini isbotladi (a →1). Eriydigan tuzlar, sulfat va xlorid kislotalar, ishqorlar deyarli butunlay ionlarga parchalanadi. Oltingugurtli, azotli, gidroftorik va ortofosforik kislotalar qisman dissotsilanadi. Kuchsiz elektrolitlar kremniy, sirka, vodorod sulfidi va karbonat kislotalari, ammoniy gidroksid va erimaydigan asoslar hisoblanadi. Suv ham kuchsiz elektrolit hisoblanadi. H 2 O molekulalarining kichik bir qismi dissotsiatsiyalanadi va shu bilan birga ionlarning molarizatsiyasi sodir bo'ladi.

Ma'lumki, eritmalar alohida olingan komponentlarning hech birida kuzatilmaydigan ma'lum sifatlarga ega bo'lishi mumkin. Shunday qilib, NaCl ning suvdagi eritmasi elektr tokini yaxshi o'tkazadi, toza suv ham, quruq tuz ham elektr o'tkazuvchanligiga ega emas. Shu munosabat bilan, barcha erigan moddalar odatda ikki turga bo'linadi:

1) eritmalari elektr o'tkazuvchan bo'lgan moddalar deyiladi elektrolitlar;

2) eritmalari elektr o'tkazuvchanlikka ega bo'lmagan moddalar deyiladi elektrolit bo'lmaganlar.

Elektrolit bo'lmaganlarga oksidlar, gazlar, ko'pchilik organik birikmalar (uglevodorodlar, spirtlar, aldegidlar, ketonlar va boshqalar) kiradi.

Elektrolitlar tarkibiga ko'pchilik noorganik va ba'zi organik kislotalar, asoslar va tuzlar kiradi.

Elektrolitlar eritmalarida elektr o'tkazuvchanligining ko'rinishini S. Arrenius tushuntirib, 1887 yilda taklif qilgan. elektrolitik dissotsilanish nazariyasi:

Elektrolitik dissotsiatsiya - erituvchi molekulalari ta'sirida elektrolitlarning ionlarga parchalanishi jarayoni.

Elektrolitik dissotsilanishning asosiy sababi ionlarning solvatlanish (gidratlanish) jarayonidir. Yechim tufayli teskari jarayon qiyin rekombinatsiya ionlari ham deyiladi uyushma yoki molarizatsiya.

Shu munosabat bilan ba'zi qoidalarni shakllantirish mumkin:

1) ionli yoki ionga yaqin kimyoviy bog'lanishga ega bo'lgan moddalar dissotsiatsiyaga uchraydi;

2) qutbli erituvchida dissotsilanish jarayoni kuchliroq, qutbsiz erituvchida esa kuchsizroq (agar iloji bo'lsa) sodir bo'ladi;

3) dissotsilanish jarayoni kuchliroq bo'lsa, erituvchining dielektrik o'tkazuvchanligi shunchalik yuqori bo'ladi.

Umuman olganda, suvda elektrolitik dissotsilanish jarayonini quyidagicha ifodalash mumkin:

Kt n An m  ( x  y)H 2 O ⇄ n m+  m n ,

bu yerda Kt m + musbat zaryadlangan ion ( kation);

An n  – manfiy zaryadlangan ion ( anion).

Miqdorlar x Va y, gidratatsiya qobiqlaridagi suv molekulalari sonini aks ettiruvchi, ionlarning tabiati va konsentratsiyasiga, haroratga, bosimga va boshqalarga qarab keng farq qiladi. Shu munosabat bilan elektrolitik dissotsiatsiyaning soddalashtirilgan tenglamalaridan foydalanish qulayroqdir, ya'ni. hidratsiyadan tashqari:

NaCl Na +  Cl  ;

CuSO 4 Cu 2+  SO 4 2  ;

K 3 PO 4 3K +  PO 4 3  .

Ammo shuni yodda tutish kerakki, kislotalar suvli eritmalarda dissotsilanganda erkin H + ionlari emas, balki barqaror gidroniy ionlari H 3 O + hosil bo'ladi, shuning uchun kislota (masalan, HCl) uchun dissotsilanish tenglamasi quyidagicha bo'lishi kerak. bu:

HCl  H 2 O H 3 O +  Cl  .

Biroq, kimyoviy adabiyotlarda hidratsiya ta'sirini hisobga olmasdan, faqat elektrolitlarning parchalanish jarayonini aks ettiruvchi belgi shakli ko'proq uchraydi. Kelajakda biz soddalashtirilgan atamalardan ham foydalanamiz.

Kuchli va kuchsiz elektrolitlar

Elektrolitik dissotsilanish jarayonining miqdoriy xarakteristikasi dissotsilanish darajasidir.

Dissotsiyalanish darajasi ionlarga parchalangan elektrolitlar miqdori nisbati (n), elektrolitlarning umumiy miqdoriga (n 0 ):

 ning qiymati birlik kasrlarida yoki % bilan ifodalanadi va elektrolit, erituvchi, harorat, konsentratsiya va eritmaning tabiatiga bog'liq.

Erituvchi alohida rol o'ynaydi: ba'zi hollarda suvli eritmalardan organik erituvchilarga o'tishda elektrolitlarning dissotsilanish darajasi keskin oshishi yoki kamayishi mumkin. Quyida, maxsus ko'rsatmalar bo'lmasa, biz hal qiluvchi suv deb hisoblaymiz.

Dissotsilanish darajasiga ko'ra, elektrolitlar shartli ravishda bo'linadi kuchli ( > 30%), o'rtacha (3% <  < 30%) и zaif ( < 3%).

Kuchli elektrolitlarga quyidagilar kiradi:

1) ba'zi noorganik kislotalar (HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4 va boshqalar);

2) ishqoriy (Li, Na, K, Rb, Cs) va ishqoriy tuproq (Ca, Sr, Ba) metallarning gidroksidlari;

3) deyarli barcha eriydigan tuzlar.

O'rtacha quvvatli elektrolitlarga Mg(OH) 2, H 3 PO 4, HCOOH, H 2 SO 3, HF va boshqalar kiradi.

Barcha karboksilik kislotalar (HCOOH dan tashqari) va alifatik va aromatik aminlarning gidratlangan shakllari kuchsiz elektrolitlar hisoblanadi. Ko'pgina noorganik kislotalar (HCN, H 2 S, H 2 CO 3 va boshqalar) va asoslar (NH 3 ∙H 2 O) ham kuchsiz elektrolitlardir.

Ba'zi o'xshashliklarga qaramay, umuman olganda, moddaning eruvchanligini uning dissotsilanish darajasi bilan tenglashtirmaslik kerak. Shunday qilib, sirka kislotasi va etil spirti suvda cheksiz eriydi, lekin shu bilan birga, birinchi modda zaif elektrolit, ikkinchisi esa elektrolit bo'lmagan.