اسمز و فشار اسمزی. درجه تفکیک الکترولیتی. الکترولیت های قوی و ضعیف را تشخیص دهید

همانطور که مشخص است، هنگام حل شدن، حتی بدون هم زدن در اثر انتشار، محلول به تدریج یکنواخت می شود، یعنی غلظت آن در همه قسمت ها یکسان می شود.
بیایید حالتی را در نظر بگیریم که محلول توسط یک پارتیشن نیمه تراوا (پرگامنت، فیلم کلودیون، سلفون و غیره) از حلال خالص جدا می شود، همانطور که در شکل نشان داده شده است. 15. چنین پارتیشن‌هایی به مولکول‌های حلال اجازه عبور آسان را می‌دهند، اما اجازه عبور ماده محلول را نمی‌دهند. فرآیند یکسان سازی غلظت ها در هر دو طرف پارتیشن پیچیده است. املاح نمی تواند از طریق پارتیشن وارد حلال شود. تنها نفوذ مولکول های حلال از طریق پارتیشن به محلول امکان پذیر است. بنابراین به دلیل رقیق شدن با حلال به تدریج کاهش می یابد.

فرآیند نفوذ یک حلال به داخل محلول از طریق یک پارتیشن نیمه تراوا اسمز نامیده می شود. هرچه بالاتر باشد، اسمز بارزتر است.
اسمز همچنین زمانی رخ می دهد که محلول هایی با غلظت های مختلف توسط یک پارتیشن نیمه تراوا از هم جدا شوند. همانطور که حلال از طریق پارتیشن نیمه تراوا به محلول نفوذ می کند، با غلظت های بالاتر، حجم دومی افزایش می یابد. بنابراین، اگر یک محلول را در یک ظرف ساخته شده از یک غشای نیمه تراوا قرار دهید، همانطور که در شکل 15 نشان داده شده است، یک لوله عمودی به آن وصل کنید و سپس این ظرف را در حلال پایین بیاورید، به دلیل افزایش حجم، محلول لوله بالا خواهد رفت. ستون مایع حاصل مقدار مشخصی فشار ایجاد می کند که در نقطه ای باعث توقف اسمز می شود. نیرویی که فشار این ستون مایع را از داخل محلول متعادل می کند، فشار اسمزی نامیده می شود. بزرگی فشار اسمزی با فشار خارجی که در آن اسمز متوقف می شود اندازه گیری می شود.

برنج. 15. دستگاهی برای مشاهده پدیده اسمز. 1 - ظرف با آب؛ 2 - غشای نیمه تراوا; 3 - لوله برای مشاهده فشار اسمزی حاصل; 4 - راه حل

دیواره سلول های گیاهی و جانوری دیواره های نیمه تراوا حاوی پروتوپلاسم است. آنچه به طور مداوم در آنها حفظ می شود، خاصیت ارتجاعی سلول ها و بافت ها را تعیین می کند.

■ 62. اسمز تحت چه شرایطی اتفاق می افتد؟
63. چیست؟
64. اهمیت اسمز برای موجودات گیاهی و جانوری چیست؟

نظریه تفکیک الکترولیتی

در آغاز قرن 18 و 19، زمانی که جریان الکتریکی برای مطالعه خواص مواد مورد استفاده قرار گرفت، توجه به این واقعیت جلب شد که برخی جریان الکتریکی را در محلول آبی هدایت می کنند، در حالی که برخی دیگر آن را هدایت نمی کنند. پس از آن، محلول های آبی که جریان الکتریکی را رسانا می کنند، الکترولیت نامیده می شوند. اینها شامل قلیاها، اسیدها و نمکها بود. موادی که محلول آنها رسانای جریان الکتریکی نبود، غیر الکترولیت (قند، الکل، بنزن و سایر مواد آلی) نامیده می شدند.
امروزه که انواع پیوندهای شیمیایی شناخته شده است، توضیح چنین تفاوت هایی در رفتار مواد ممکن شده است. پدیده رسانایی الکتریکی مواد در محلول های آبی به نوع پیوند شیمیایی موجود در مولکول های حل شونده و حلال بستگی دارد.
مولکول آب، همانطور که قبلاً گفتیم، یک دوقطبی است (نگاه کنید به صفحات 32-34). اگر ماده ای در آب حل شود که مولکول آن دارای نوع پیوند یونی است و بنابراین شبکه کریستالی آن نیز یونی است، دوقطبی های آب با قطب های منفی خود به سمت یون های مثبت و با قطب های مثبت خود به سمت یون های منفی جهت گیری می کنند. شکل 16.a). بین یون‌ها و دوقطبی‌های آب، نیروهای جاذبه الکترواستاتیکی افزایش می‌یابد و پیوندهای عجیبی پدید می‌آیند که در نهایت شبکه کریستالی یونی را به یون‌های مجزا که توسط دوقطبی‌های آب احاطه شده‌اند، تجزیه می‌کنند.

بنابراین آنها را یون های هیدراته می نامند. اگر ماده ای با مولکول های قطبی، به عنوان مثال کلرید، در آب حل شود، تقریباً همین اتفاق می افتد (شکل 16، ب را ببینید). در عین حال، اگر مولکول‌های ماده حل شونده بر اساس یک نوع پیوند غیرقطبی کووالانسی ساخته شوند، هیچ یونی در محلول تشکیل نمی‌شود، زیرا مولکول‌های غیرقطبی همان تأثیر مولکول‌های آب را مانند مولکول‌های یونی و قطبی تجربه نمی‌کنند. اساساً، مولکول‌های بیشتر مواد آلی بر اساس نوع کووالانسی غیرقطبی ساخته می‌شوند. بنابراین، مواد آلی، به عنوان یک قاعده، الکترولیت نیستند!

برنج. 16. طرح تفکیک کلرید سدیم در آب (الف) و تفکیک مولکولهای هیدروکلراید قطبی در آب (ب)

بنابراین، تنها موادی که مولکول‌های آنها بر اساس نوع پیوند یونی یا قطبی بین اتم‌های موجود در مولکول ساخته شده‌اند، می‌توانند الکترولیت باشند. علاوه بر این، مولکول های حلال نیز باید ساختار قطبی داشته باشند و فقط در چنین شرایطی می توان انتظار داشت که مولکول ها به یون تجزیه شوند.
تجزیه مولکول های الکترولیت به یون ها تحت تأثیر یک حلال را تفکیک الکترولیتی می نامند.
تعریف تفکیک الکترولیتی را در دفترچه یادداشت خود بنویسید.
کلمه "تجزیه" به معنای "تجزیه برگشت پذیر" است. اگر محلول الکترولیت تبخیر شود، ما دوباره همان الکترولیت را به همان مقدار قبل از انحلال دریافت خواهیم کرد، زیرا فرآیند معکوس رخ خواهد داد - مولاریزاسیون.

■ 65. یک الکترولیت از نظر نوع پیوند شیمیایی و رفتار در محلول چه تفاوتی با غیر الکترولیت دارد؟
66. چرا برای فرآیند تفکیک الکترولیتی لازم است که حلال دارای مولکول های دوقطبی و خاصیت الکترولیت-یونی یا قطبی پیوند شیمیایی باشد؟
67. چرا مواد با مولکولهای غیر قطبی نمی توانند الکترولیت باشند؟
68- تفکیک الکترولیتی را فرموله کنید. تعریف را از زبان بیاموزید.
60. فرآیند مولاریزاسیون چه تفاوتی با تجزیه دارد؟

تفکیک الکترولیت ها در محلول اولین بار در سال 1887 توسط دانشمند سوئدی آرنوس توضیح داده شد. او مفاد اصلی این نظریه را که آن را نظریه تفکیک الکترولیتی نامید، تدوین کرد.
مفاد اصلی این نظریه به شرح زیر است.

1 همه موادی که محلول آنها جریان الکتریکی را هدایت می کند (الکترولیت ها)، هنگامی که حل می شوند، به ذرات باردار مثبت و منفی - یون ها تجزیه می شوند.
2. اگر جریان الکتریکی مستقیم از محلول عبور داده شود، یونهای دارای بار مثبت به سمت قطب منفی - کاتد حرکت می کنند و به همین دلیل به آنها کاتیون می گویند. یون های دارای بار منفی به سمت قطب مثبت - آند حرکت می کنند، به همین دلیل است که آنها را آنیون می نامند. بار کل کاتیون های موجود در محلول برابر با بار کل آنیون ها است، بنابراین محلول همیشه از نظر الکتریکی خنثی است.
3. یون ها و اتم های عناصر یکسان از نظر خصوصیات با یکدیگر بسیار متفاوت هستند. به عنوان مثال، یون های مس دارای رنگ آبی هستند که به دلیل سولفات مس است و یون های مس آزاد یک فلز قرمز رنگ هستند. اتم های سدیم با آب واکنش می دهند و آن را آزاد می کنند و یک قلیایی تشکیل می دهند، در حالی که یون های سدیم عملا با آب واکنش نمی دهند.
یونهای کلر بی رنگ، غیر سمی، بی رنگ و بی بو هستند، همانطور که در هنگام بررسی محلول مشابه سدیم کلرید مشاهده می شود و به رنگ زرد مایل به سبز است.
گاز سمی با بوی تند مشخص.
مفاد اصلی نظریه را در دفترچه یادداشت خود بنویسید.
برای تشخیص اتم از یون هنگام نوشتن، علامت بار و قدر آن در سمت راست بالای یون نشان داده شده است. به عنوان مثال: اتم سدیم Na است و یون سدیم Na + است (بخوانید: "کاتیون سدیم تک باردار"). اتم مس مس است و یون مس Cu 2+ است (بخوانید: "کاتیون مس با بار مضاعف"). اتم آلومینیوم Al، و یون آلومینیوم Al 3+ (بخوانید: "کاتیون آلومینیوم سه بار")، اتم گوگرد S، و یون گوگرد S2- است. (بخوانید: "آنیون گوگرد با بار مضاعف")، اتم کلر Cl و یون کلر Cl - و غیره.

■ 70. یون چیست؟
71. یونها چه تفاوتی با اتمهای خنثی دارند؟
72. کدام یون ها را کاتیون، کدام آنیون ها و چرا؟
73. چگونه می توان یون را از اتم خنثی به صورت نوشتاری تشخیص داد (مثالی بیاورید)؟
74. یون های زیر را نام ببرید: Fe 2+، Fe 3+، K +، Br -.

تفکیک بازها، اسیدها و نمک ها

قبلاً گفتیم که با در نظر گرفتن مثال NaCl و HCl، تنها ترکیباتی که مولکول‌های آنها بر اساس نوع پیوند یونی یا قطبی ساخته شده‌اند، می‌توانند به یون تجزیه شوند. در مورد مولکول های غیر قطبی، آنها در محلول های آبی به یون تجزیه نمی شوند.
با این حال، اغلب موادی وجود دارند که در مولکول‌های آنها هر دو نوع پیوند مشاهده می‌شود، به عنوان مثال، در یک مولکول سدیم هیدروکسید NaOH، فلز توسط یک پیوند یونی به هیدروکسیل و با یک پیوند کووالانسی به اکسیژن متصل می‌شود. در مولکول اسید سولفوریک H2SO4، هیدروژن توسط یک پیوند قطبی به باقی مانده اسیدی و توسط یک پیوند غیرقطبی کووالانسی به اکسیژن متصل می شود. در مولکول نیترات آلومینیوم، Al(NO 3) 3 توسط یک پیوند یونی به باقی مانده اسیدی متصل می شود و اتم های نیتروژن با یک پیوند کووالانسی به اتم های اکسیژن متصل می شوند. در چنین مواردی، تجزیه مولکول به یون در محل پیوند یونی یا قطبی رخ می دهد. پیوندهای کووالانسی جدا نشده باقی می مانند.
از موارد فوق چنین استنباط می شود که یون ها می توانند نه تنها اتم های منفرد، بلکه گروه هایی از اتم ها نیز باشند. به عنوان مثال، هیدروکسیل پس از تفکیک یک آنیون OH- را تشکیل می دهد که یون هیدروکسیل نامیده می شود. باقی مانده اسید SO 4 یک آنیون - یون سولفات با بار مضاعف را تشکیل می دهد. بار هر یون با ظرفیت آن تعیین می شود.

اکنون می توانیم در نظر بگیریم که طبقات مختلف مواد معدنی در کدام یون ها تفکیک می شوند. مانند معادلات واکنش شیمیایی، معادلات تفکیک نیز می تواند نوشته شود. به عنوان مثال، تجزیه به یون های هیدروکسید سدیم به صورت زیر نوشته می شود:
NaOH = Na + + OH -
گاهی اوقات، به جای علامت مساوی در چنین معادلاتی، از علامت برگشت پذیری ⇄ استفاده می شود تا نشان دهد که تفکیک یک فرآیند برگشت پذیر است و با حذف حلال می تواند در جهت مخالف رخ دهد.
هیدروکسید کلسیم به صورت زیر تجزیه می شود:
Ca(OH) 2 = Ca 2 + + 2OH -
(شاخص تعداد گروه های هیدروکسیل به یک ضریب تبدیل می شود).
برای بررسی صحت ورودی باید بار مثبت کل کاتیون ها و بار منفی کل آنیون ها محاسبه شود. آنها باید از نظر قدر مطلق برابر باشند. در این حالت مجموع بارهای مثبت 2+ و بارهای منفی 2- است. از موارد فوق، تعریفی از بازها در پرتو تئوری تفکیک الکترولیتی به وجود می آید.

بازها آن دسته از الکترولیت هایی هستند که در محلول تجزیه می شوند و فقط یک کاتیون فلزی و آنیون های هیدروکسیل را تشکیل می دهند.

تعریف پایه ها را در دفتر خود بنویسید.

■ 75. معادلات تفکیک پایه های زیر را بنویسید، ابتدا با جدول حلالیت بررسی کنید که آیا آنها الکترولیت هستند یا خیر: هیدروکسید باریم، هیدروکسید آهن، هیدروکسید پتاسیم، هیدروکسید استرانسیوم، هیدروکسید روی، هیدروکسید لیتیوم.
تجزیه به یون‌های اسیدی در جایی اتفاق می‌افتد که یک پیوند قطبی، یعنی بین اتم هیدروژن و باقیمانده اسید اتفاق می‌افتد.

به عنوان مثال، اسید نیتریک با معادله بیان می شود:
HNO 3 = H + + NO 3 -
برای دو یا چند اسید بازی، تفکیک در مراحل انجام می شود، به عنوان مثال، برای H 2 CO 3:
Н 2 СО 3 ⇄ Н + + НСО з — (مرحله اول) НСО 3 ⇄ Н + + CO 2 3 — (مرحله دوم)
تفکیک گام به گام گاهی به عنوان برابری پیوسته به تصویر کشیده می شود.
H 2 CO 3 ⇄ H + + HCO 3 - ⇄ 2H + + CO 2 3 -
با تفکیک گام به گام، فروپاشی پله ها بسیار کاهش می یابد و در مرحله آخر معمولاً بسیار کم است.
بنابراین، اسیدها الکترولیت هایی هستند که در محلول ها تجزیه می شوند و فقط یون های هیدروژن را به عنوان کاتیون تشکیل می دهند.

تعریف اسیدها را در دفترچه یادداشت خود بنویسید.

■ 76. معادلات تفکیک اسیدهای زیر را بنویسید: سولفوریک، فسفریک، سولفید هیدروژن، گوگرد، کلریدریک. در مورد دو یا چند اسید بازی، معادلات را به صورت مرحله ای بنویسید.

ماهیت تفکیک بازها و اسیدها به شعاع و بار یون تشکیل دهنده باز یا اسید بستگی دارد.
شعاع یون Na + بزرگتر از شعاع یون H + است، بنابراین لایه‌های الکترونی اکسیژن هسته هیدروژن را قوی‌تر از هسته سدیم جذب می‌کنند. بنابراین، در حین تفکیک، پیوند Na-OH باید سریعتر شکسته شود. هر چه شعاع یون تشکیل دهنده هیدروکسید با همان بار بزرگتر باشد، تفکیک آسانتر اتفاق می افتد.
در همین زیرگروه، یک هیدروکسید فلزی با بار بیشتر از هسته اتم و بنابراین با شعاع یونی بزرگ، به شدت تفکیک می‌شود.

■ 77. با استفاده از جدول تناوبی عناصر مندلیف، مشخص کنید که کدام یک از پایه ها با شدت بیشتری تفکیک می شوند: Mg(OH) 2 یا Sr(OH) 2. چرا؟

در مورد مقادیر نزدیک شعاع یون های تشکیل دهنده هیدروکسید (یا اسید)، ماهیت تفکیک به میزان بار آن بستگی دارد. بنابراین، از آنجایی که بار یون سیلیکون در اسید سیلیسیک H 2 SiO 3 Si(+4) است و بار یون

کلر در اسید پرکلریک HClO 4 - Cl (+7)، سپس دومی قوی تر است. هر چه یون مثبت تر باشد، یون هیدروژن مثبت را دفع می کند. تجزیه از نوع اسیدی رخ می دهد.
ماهیت آمفوتریک بریلیم (دوره دوم) با تعادل عجیب بین نیروهای دافعه یون هیدروژن و جذب آن توسط یون بریلیم توضیح داده می شود.

■ 78. چرا در دوره III جدول تناوبی مندلیف، هیدروکسید منیزیم دارای خواص اساسی است، هیدروکسید آلومینیوم - آمفوتریک، اما یک اسید تشکیل می دهد؟ این را با مقایسه بارها و شعاع یون های منیزیم، آلومینیوم و گوگرد توضیح دهید.

از آنجایی که در مولکول‌های نمک بین اتم‌های فلز و باقیمانده اسیدی پیوند یونی وجود دارد، نمک‌ها به ترتیب با تشکیل کاتیون‌های فلزی و آنیون‌های باقیمانده اسیدی جدا می‌شوند، به عنوان مثال:
Al 2 (SO 4) 3 = 2Al 3+ + 3SO 2 4 -
بر این اساس، نمک ها الکترولیت هایی هستند که پس از تفکیک، یون های فلزی را به صورت کاتیون و یون های باقی مانده اسیدی را به صورت آنیون تشکیل می دهند.

■ 79. معادلات تفکیک نمک های میانی زیر را بنویسید: فسفات سدیم، نیترات منیزیم، کلرید آلومینیوم، سیلیکات پتاسیم، کربنات سدیم، سولفید پتاسیم، نیترات مس (II)، کلرید آهن (III).

تفکیک نمک های اسیدی، بازی و سایر نمک ها تا حدودی متفاوت است، همانطور که در زیر مورد بحث قرار خواهد گرفت.

درجه تفکیک

تفکیک الکترولیتی یک فرآیند برگشت پذیر است. در نتیجه، همزمان با تشکیل یون ها، فرآیند مخالف اتفاق می افتد - ترکیب یون ها به مولکول ها. تعادل بین آنها برقرار می شود. هر چه محلول رقیق تر باشد، تفکیک کامل تر اتفاق می افتد. کامل بودن تفکیک با درجه تفکیک که با حرف α نشان داده می شود قضاوت می شود.
نسبت تعداد مولکول های تفکیک شده n به تعداد کل مولکول های N ماده محلول است که به صورت درصد بیان می شود:

فرمول و تعیین درجه تفکیک را در دفترچه یادداشت خود بنویسید.

به عبارت دیگر، نشان می دهد که چند درصد از مولکول های محلول به یون تجزیه شده اند.
بسته به درجه تفکیک، الکترولیت ها بین قوی و ضعیف تشخیص داده می شوند. هرچه بیشتر باشد، الکترولیت قوی تر است.
بر اساس میزان تجزیه به یون ها، الکترولیت ها به دو دسته قوی، متوسط ​​و ضعیف تقسیم می شوند.
الکترولیت های قوی، به عنوان مثال HNO 3، HCl، H 2 SO 4، قلیاهای سوزاننده و همه نمک ها تقریباً به طور کامل (100٪) تجزیه می شوند، اما الکترولیت های قوی نیز شامل آنهایی هستند که α> 30٪ دارند، یعنی 30٪ بیشتر از مولکول ها تجزیه می شوند. به یون. الکترولیت های متوسط، به عنوان مثال H 3 PO 4 و H 2 SO 3، دارای درجه تفکیک از 2 تا 30 درصد هستند. الکترولیت های ضعیف، به عنوان مثال NH 4 OH، H 2 CO 3، H 2 S، تجزیه ضعیف هستند: α< 2%.
مقایسه درجه تفکیک الکترولیت های مختلف در محلول هایی با همان غلظت (اغلب 0.1 N) انجام می شود، زیرا درجه تفکیک به شدت به غلظت محلول بستگی دارد.
درجه تفکیک تحت تأثیر ماهیت خود ماده حل شونده، حلال و تعدادی دیگر از تأثیرات خارجی است. بنابراین، وقتی می گویند "اسید قوی" یا "باز قوی" به معنای درجه تفکیک ماده در محلول است. در این مورد، ما در مورد این مواد به عنوان الکترولیت صحبت می کنیم. درجه تفکیک یک ماده رفتار آن را در یک واکنش شیمیایی و سیر خود واکنش را تعیین می کند.

■ 80. درجه تفکیک α را مشخص می کند؟

81. یک جدول در دفتر خود بکشید:

بر اساس متنی که خواندید، حداقل دو مثال در هر ستون بیاورید. 82. عبارت اسید قوی و باز ضعیف به چه معناست؟

تبادل واکنش بین الکترولیت هامعادلات یونی

از آنجایی که الکترولیت های محلول به یون تجزیه می شوند، واکنش های الکترولیت باید بین یون ها رخ دهد.
برهمکنش یون ها در محلول را واکنش یونی می گویند.
جمله بندی را در دفتر خود بنویسید.
هر دو واکنش تبادل و ردوکس می توانند با مشارکت یون ها رخ دهند. واکنش های تبادل الکترولیت ها در محلول را در نظر بگیرید، برای مثال برهمکنش بین دو نمک:
NaCl + AgNO 3 = AgCl↓ + NaNO 3
و چگونه الکترولیت های قوی به یون ها تجزیه می شوند:
NaCl ⇄ Na + + Cl —
AgNO 3 ⇄ Ag + + NO 3 —
بنابراین، سمت چپ تساوی را می توان به صورت زیر نوشت: Na + + Cl - + Ag + + NO 3 - =
بیایید مواد به دست آمده در نتیجه واکنش را در نظر بگیریم: AgCl یک ماده نامحلول است، بنابراین به یون تجزیه نمی شود، و NaNO 3 یک نمک محلول است، طبق این طرح کاملاً به یون ها تجزیه می شود.
NaNO 3 ⇄ Na + + NO 3 —

NaNO 3 یک الکترولیت قوی است، بنابراین سمت راست معادله به صورت زیر نوشته می شود:
... = Na + + NO 3 - + AgCl معادله به طور کلی به شکل زیر خواهد بود:
Na + + Cl - + Ag + + NO 3 - = Na + + NO 3 - + AgCl
این معادله معادله کامل یونی نامیده می شود. با کاهش اصطلاحات مشابه در این معادله، معادله یونی اختصاری را به دست می آوریم
Ag + + Cl - = AgCl
بنابراین، دنباله ای از تشکیل معادله یونی.
1. فرمول محصولات آغازین (آنهایی که جدا می شوند) را به شکل یونی بنویسید.
2. فرمول محصولات حاصل (آنهایی که تفکیک می شوند) را به صورت یونی بنویسید.
3. بررسی کنید که آیا تعداد کل بارهای مثبت و منفی یون ها در سمت چپ معادله و سپس در سمت راست به صورت قدر مطلق منطبق است یا خیر.
4. بررسی کنید که آیا تعداد یون های همنام در سمت چپ و راست معادله یکسان است (با در نظر گرفتن اتم هایی که جزء ماده غیر تفکیک کننده هستند).
این کامپایل معادله کامل یونی را کامل می کند.
ترتیب تشکیل معادله یونی را در دفترچه یادداشت خود بنویسید.
5. برای تدوین یک معادله یونی اختصاری، باید اصطلاحات مشابه با علائم مشابه را در سمت چپ و راست معادله پیدا کنید و آنها را از معادله حذف کنید و سپس معادله یونی اختصاری حاصل را یادداشت کنید.
معادله یونی مختصر داده شده ماهیت نه تنها این واکنش را بیان می کند. بیایید چندین معادله واکنش بنویسیم، برای مثال:
1) HCl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3
H + + Cl - + Ag + + NO 3 - = H + + NO 3 - + AgCl↓

Ag + + Cl - = AgCl

2) BaCl 2 + 2AgNO 3 = Ba(NO 3) 2 + 2AgCl↓
Ba 2+ + 2Cl - + 2Ag + + 2NO 3 - = Ba 2+ + 2NO 3 - + 2AgCl↓
Ag + + Cl - = AgCl
3)AlCl 3 + 3AgNO 3 = Al(NO 3) 3 + 3AgCl↓
Al 3+ + 3Cl - + 3Ag + + 3NO 3 - = Al 3+ + 3NO 3 - + 3AgCl
Ag + + Cl - = AgCl
در تمام مثال های ارائه شده، معادله یونی مختصر یکسان است. این شرایط نقش بسیار مهمی در شیمی تجزیه برای تجزیه و تحلیل کیفی دارد.
ممکن است مواردی وجود داشته باشد که واکنش منجر به تشکیل یک (ماده با تجزیه کم) شود.
Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O
Ca 2 + + 2OH - + 2H + + 2Cl - = Ca 2 + + 2Cl - + 2H 2 O
H + + OH - = H 2 O
یا گاز آزاد می شود
Na 2 CO 3 + 2HNO 3 = 2NaNO 3 + H 2 O + CO2

2Na + + CO 2 3 - + 2H + + 2NO 3 - = 2Na + + 2NO 3 - + H 2 O + CO 2 ↓

2H + + CO 2 3 - = H 2 O + CO 2
همانطور که مشخص است، شرایطی وجود دارد که واکنش های تبادلی تا پایان ادامه یابد: 1) اگر رسوب تشکیل شود، 2) اگر گاز آزاد شود، و 3) اگر . تمام این شرایط از دیدگاه تئوری تفکیک الکترولیتی را می توان به صورت زیر فرموله کرد: اگر واکنش منجر به تشکیل مواد غیرقابل تفکیک یا کم تفکیک شود، واکنش های مبادله ای به پایان می رسد.
در مواردی که هر دو ماده به خوبی تفکیک شوند، واکنش برگشت پذیر است، به عنوان مثال:
2KCl + Na 2 SO 4 ⇄ 2 NaCl + K 2 SO 4

وظایف شماره 7 با راه حل.

بیایید به تکالیف شماره 7 از OGE برای سال 2016 نگاه کنیم.

وظایف با راه حل.

وظیفه شماره 1.

تنها کاتیون های پتاسیم و آنیون های فسفات در طی تفکیک ماده ای که فرمول آن

1. KHPO4

2. Ca3(PO4)2

3. KH2PO4

4. K3PO4

توضیح:اگر در حین تفکیک فقط کاتیون های پتاسیم و یون های فسفات تشکیل شود، آنگاه فقط این یون ها بخشی از ماده مورد نظر هستند. بیایید با معادله تفکیک تأیید کنیم:

K3PO4 → 3K+ + PO4³‾

پاسخ صحیح 4 است.

وظیفه شماره 2.

الکترولیت ها شامل هر یک از موادی هستند که فرمول آنها می باشد

1. N2O، KOH، Na2CO3

2. Cu(NO3)2، HCl، Na2SO4

3. Ba(OH)2، NH3xH2O، H2SiO3

4. CaCl2، Cu(OH)2، SO2

توضیح:الکترولیت ها موادی هستند که جریان الکتریکی را به دلیل تفکیک به یون در محلول ها و مذاب ها هدایت می کنند. بنابراین الکترولیت ها مواد محلول هستند.

پاسخ صحیح 2 است.

وظایف شماره 3.

پس از تفکیک کامل سولفید سدیم، یون ها تشکیل می شوند

1. Na+ و HS‾

2. Na+ و SO32‾

3. Na+ و S2‾

4. Na+ و SO4²‾

توضیح:بیایید معادله تفکیک سولفید سدیم را بنویسیم

Na2S → 2Na+ + S²‾

از این رو، پاسخ صحیح 3 است.

وظایف شماره 4.

در لیست یون ها

الف- یون نیترات

ب- یون آمونیوم

ب- یون هیدروکسید

د. یون هیدروژن

د. یون فسفات

E. یون منیزیم

کاتیون ها عبارتند از:

1. BGD 2. BGE 3. AGE 4. HGE

توضیح:کاتیون ها گونه های مثبتی هستند، مانند یون های فلزی یا یون های هیدروژن. از موارد فوق، یون آمونیوم، یون هیدروژن و یون منیزیم هستند. پاسخ صحیح 2 است.

وظایف شماره 5.

آیا عبارات زیر در مورد تفکیک الکترولیتی نمک ها صحیح است؟

الف. تمام نمک ها در هنگام تفکیک کاتیون های فلزی، کاتیون های هیدروژن و آنیون های باقی مانده های اسید را تشکیل می دهند

ب- نمکها در طی فرآیند تفکیک، کاتیونهای فلزی و آنیونهای باقیمانده اسید را تشکیل می دهند

1. فقط A صحیح است

2. فقط B صحیح است

3. هر دو قضاوت صحیح است

4. هر دو قضاوت اشتباه است.

توضیح:تنها نمک های اسیدی پس از تفکیک، کاتیون های هیدروژن را تشکیل می دهند، بنابراین، A نادرست است، اما B صحیح است. در اینجا یک مثال است:

NaCl → Na+ + Cl‾

پاسخ صحیح 2 است.

وظایف شماره 6.

همان تعداد مول کاتیون و آنیون پس از تفکیک کامل در محلول آبی 1 مول تشکیل می شود.

1. KNO3

2. CaCl2

3. Ba(NO3)2

4. Al2(SO4)3

توضیح:در این معادله می توانیم معادلات تفکیک را بنویسیم و به ضرایب حاصل نگاه کنیم یا به شاخص های فرمول نمک های داده شده نگاه کنیم. فقط مولکول KNO3 دارای همان تعداد مول است:

KNO3 → K+ + NO3‾

پاسخ صحیح 1 است.

وظیفه شماره 7.

یون های کلرید در حین تفکیک ماده ای که فرمول آن است

1. KClO3

2. AlCl3

3. NaClO

4. Cl2O7

توضیح:در بین مواد فوق، یون های کلرید فقط در مولکول کلرید آلومینیوم - AlCl3 یافت می شود. اجازه دهید معادله تفکیک این نمک را ارائه کنیم:

AlCl3 → Al3+ + 3Cl‾

پاسخ صحیح 2 است.

وظیفه شماره 8.

یون های هیدروژن در حین تفکیک ماده ای که فرمول آن است

1. H2SiO3

2.NH3xH2O

3. HBr

4. NaOH

توضیح:یون های هیدروژن، در میان موارد ذکر شده، فقط در HBr گنجانده شده است: HBr → H+ + Br‾

(H2SiO3 در محلول به H2O و SiO2 تجزیه می شود)

پاسخ صحیح 3 است.

وظیفه شماره 9.

در لیست مواد:

الف- اسید سولفوریک

ب. اکسیژن

ب- هیدروکسید پتاسیم

G. گلوکز

د. سولفات سدیم

E. اتیل الکل

الکترولیت ها عبارتند از:

1. WHERE 2. ABG 3. WDE 4. AED

توضیح:الکترولیت ها اسیدها، بازها یا نمک های قوی هستند. از جمله موارد ذکر شده عبارتند از: اسید سولفوریک (H2SO4)، هیدروکسید پتاسیم (KOH)، سولفات سدیم (Na2SO4). پاسخ صحیح 4 است.

وظیفه شماره 10.

در طی فرآیند تفکیک، یون های فسفات هر یک از موادی را که فرمول آنها هستند تشکیل می دهند

1. H3PO4، (NH4)3PO4، Cu3(PO4)2

2. Mg3(PO4)2، Na3PO4، AlPO4

3. Na3PO4، Ca3(PO4)2، FePO4

4. K3PO4، H3PO4، Na3PO4

توضیح:مانند کار قبلی، در اینجا باید بدانیم که الکترولیت ها اسیدهای قوی یا نمک های محلول هستند، به عنوان مثال، در شماره 4:

K3PO4 → 3K+ + PO4³‾

H3PO4 → 3H+ + PO4³‾

Na3PO4 → 3Na+ + PO4³‾

پاسخ صحیح 4 است.

وظایف برای راه حل مستقل.

1. یون های هیدروژن و باقیمانده اسید در طی فرآیند تجزیه الکترولیتی تشکیل می شوند:

1. آب

2. اسید نیتریک

3. اسید سیلیسیک

4. نیترات پتاسیم

2. الکترولیت ها هر یک از موادی هستند که فرمول آنها عبارتند از:

1. KOH، H2O(dist)، CaCl2

2. BaSO4، Al(NO3)3، H2SO4

3. BaCl2، H2SO4، LiOH

4. H2SiO3، AgCl، HCl

3. آیا جملات زیر در مورد الکترولیت ها صحیح است؟

الف- اسیدهای نیتریک و سولفوریک الکترولیت های قوی هستند

ب- سولفید هیدروژن در محلول آبی کاملاً به یون تجزیه می شود

1. فقط A صحیح است

2. فقط B صحیح است

3. هر دو قضاوت صحیح است

4. هر دو قضاوت اشتباه است.

4. هر یک از دو ماده یک الکترولیت است

1. سولفید مس (II) و اتانول

2. اسید کلریدریک و سولفات پتاسیم

3. اکسید جیوه (II) و سولفات کلسیم

4. کربنات منیزیم و اکسید نیتریک (I)

5. در محلول آبی به صورت مرحله ای تفکیک می شود

1. نیترات مس (II).

2. اسید نیتریک

3. اسید سولفوریک

4. هیدروکسید سدیم

6- آیا جملات زیر در مورد الکترولیت ها درست است؟

الف. هیدروکسید بریلیم و هیدروکسید آهن (III) الکترولیت های قوی هستند.

ب- نیترات نقره در محلول آبی کاملاً به یون تجزیه می شود

1. فقط A صحیح است

2. فقط B صحیح است

3. هر دو قضاوت صحیح است

4. هر دو قضاوت اشتباه است.

7. یون های سولفات در طی فرآیند تفکیک تشکیل می شوند

1. سولفید پتاسیم

2. اسید سولفید هیدروژن

3. سولفید مس

4. سولفات باریم

8. خواص شیمیایی کلی هیدروکسید سدیم و هیدروکسید باریم توسط

1. وجود یون های سدیم و باریم در محلول های آنها

2. حلالیت خوب آنها در آب

3. وجود سه عنصر در ترکیب آنها

4. وجود یون های هیدروکسید در محلول های آنها

9. کاتیون است

1. یون سولفات

2. یون سدیم

3. یون سولفید

4. یون سولفیت

10. آنیون است

1. یون کلسیم

2. یون سیلیکات

3. یون منیزیم

4. یون آمونیوم

وظایف ارائه شده از مجموعه برای آمادگی برای آزمون دولتی واحد در شیمی، نویسندگان: A.S. و Kuptsova A.A.

الکترولیت ها و غیر الکترولیت ها

از درس های فیزیک مشخص است که محلول های برخی از مواد قادر به هدایت جریان الکتریکی هستند، در حالی که برخی دیگر چنین نیستند.

موادی که محلول آنها رسانای جریان الکتریکی هستند نامیده می شوند الکترولیت ها.

موادی که محلول آنها رسانای جریان الکتریکی نیست نامیده می شوند غیر الکترولیت ها. به عنوان مثال محلول های قند، الکل، گلوکز و برخی مواد دیگر رسانای الکتریسیته نیستند.

تفکیک و تداعی الکترولیتی

چرا محلول های الکترولیت جریان الکتریکی را هدایت می کنند؟

دانشمند سوئدی S. Arrhenius با مطالعه رسانایی الکتریکی مواد مختلف در سال 1877 به این نتیجه رسید که علت هدایت الکتریکی وجود در محلول است. یون هاکه با حل شدن یک الکترولیت در آب تشکیل می شوند.

فرآیند تجزیه الکترولیت به یون نامیده می شود تفکیک الکترولیتی.

S. Arrhenius که به نظریه فیزیکی محلول ها پایبند بود، برهمکنش الکترولیت با آب را در نظر نگرفت و معتقد بود که یون های آزاد در محلول ها وجود دارد. در مقابل، شیمیدانان روسی I.A. Kablukov و V.A.Kistyakovsky نظریه شیمیایی D.I. آنها به یون تجزیه می شوند. آنها معتقد بودند که محلول‌ها حاوی یون‌های آزاد، نه «برهنه»، بلکه حاوی یون‌های هیدراته، یعنی «پوشش» از مولکول‌های آب هستند.

مولکول های آب هستند دوقطبی ها(دو قطب)، از آنجایی که اتم های هیدروژن در زاویه 104.5 درجه قرار دارند، به همین دلیل مولکول یک شکل زاویه ای دارد. مولکول آب به صورت شماتیک در زیر نشان داده شده است.

به عنوان یک قاعده، مواد به راحتی از هم جدا می شوند پیوند یونیو بر این اساس، با یک شبکه کریستالی یونی، زیرا آنها از قبل از یون های آماده تشکیل شده اند. هنگامی که آنها حل می شوند، دوقطبی های آب با انتهای بار مخالف در اطراف یون های مثبت و منفی الکترولیت جهت گیری می کنند.

نیروهای جاذبه متقابل بین یون های الکترولیت و دوقطبی آب ایجاد می شود. در نتیجه پیوند بین یون ها ضعیف می شود و یون ها از کریستال به محلول حرکت می کنند. بدیهی است که توالی فرآیندهایی که در حین تفکیک مواد با پیوندهای یونی (نمک ها و قلیاها) اتفاق می افتد به شرح زیر خواهد بود:

1) جهت گیری مولکول های آب (دو قطبی) در نزدیکی یون های کریستال.

2) هیدراتاسیون (تقابل) مولکول های آب با یون های لایه سطحی کریستال.

3) تجزیه (واپاشی) کریستال الکترولیت به یون های هیدراته.

فرآیندهای ساده شده را می توان با استفاده از معادله زیر منعکس کرد:

الکترولیت‌هایی که مولکول‌هایشان پیوند کووالانسی دارند (به عنوان مثال، مولکول‌های هیدروژن کلرید HCl، در زیر مشاهده کنید) به طور مشابه تجزیه می‌شوند. فقط در این مورد، تحت تأثیر دوقطبی های آب، تبدیل یک پیوند قطبی کووالانسی به یک پیوند یونی رخ می دهد. توالی فرآیندهایی که در این مورد اتفاق می افتد به شرح زیر خواهد بود:

1) جهت گیری مولکول های آب در اطراف قطب های مولکول های الکترولیت.

2) هیدراتاسیون (تعامل) مولکول های آب با مولکول های الکترولیت.

3) یونیزاسیون مولکول های الکترولیت (تبدیل یک پیوند قطبی کووالانسی به یک پیوند یونی).

4) تفکیک (واپاشی) مولکول های الکترولیت به یون های هیدراته.

به روشی ساده، فرآیند تفکیک اسید هیدروکلریک را می توان با استفاده از معادله زیر منعکس کرد:

باید در نظر داشت که در محلول های الکترولیت، یون های هیدراته در حال حرکت هرج و مرج می توانند با یکدیگر برخورد کرده و دوباره ترکیب شوند. این فرآیند معکوس، تداعی نامیده می شود. ارتباط در محلول ها به موازات تفکیک اتفاق می افتد، بنابراین علامت برگشت پذیری در معادلات واکنش قرار می گیرد.

خواص یون های هیدراته با یون های غیر هیدراته متفاوت است. به عنوان مثال، یون مس بدون هیدراته Cu 2+ در کریستال های بی آب سولفات مس (II) سفید است و هنگامی که هیدراته می شود، رنگ آبی دارد، یعنی با مولکول های آب Cu 2 + nH 2 O همراه است. یون های هیدراته دارای تعداد ثابت و متغیر هستند. از مولکول های آب

درجه تفکیک الکترولیتی

در محلول های الکترولیت همراه با یون ها مولکول هایی نیز وجود دارد. بنابراین، محلول های الکترولیت مشخص می شوند درجه تفکیک، که با حرف یونانی a ("آلفا") نشان داده می شود.

این نسبت تعداد ذرات شکسته شده به یون (Ng) به تعداد کل ذرات محلول (N p) است.

درجه تفکیک الکترولیت به صورت تجربی تعیین می شود و به صورت کسری یا درصد بیان می شود. اگر a = 0 باشد، تجزیه وجود ندارد و اگر a = 1 یا 100٪ باشد، الکترولیت کاملاً به یون تجزیه می شود. الکترولیت های مختلف درجات تفکیک متفاوتی دارند، یعنی درجه تفکیک به ماهیت الکترولیت بستگی دارد. همچنین به غلظت بستگی دارد: با رقیق شدن محلول، درجه تفکیک افزایش می یابد.

بر اساس درجه تفکیک الکترولیتی، الکترولیت ها به قوی و ضعیف تقسیم می شوند.

الکترولیت های قوی- اینها الکترولیت هایی هستند که وقتی در آب حل می شوند تقریباً به طور کامل به یون ها تجزیه می شوند. برای چنین الکترولیت هایی، درجه تفکیک به وحدت گرایش دارد.

الکترولیت های قوی عبارتند از:

1) تمام نمک های محلول؛

2) اسیدهای قوی، به عنوان مثال: H 2 SO 4، HCl، HNO 3.

3) همه قلیاها، به عنوان مثال: NaOH، KOH.

الکترولیت های ضعیف- اینها الکترولیت هایی هستند که وقتی در آب حل می شوند تقریباً به یون تجزیه نمی شوند. برای چنین الکترولیت هایی، درجه تفکیک به صفر میل می کند.

الکترولیت های ضعیف عبارتند از:

1) اسیدهای ضعیف - H2S، H2CO3، HNO2.

2) محلول آبی آمونیاک NH 3 H 2 O.

4) مقداری نمک

حد تفکیک

در محلول های الکترولیت های ضعیف به دلیل تفکیک ناقص آنها، تعادل دینامیکی بین مولکول ها و یون های تفکیک نشده. به عنوان مثال، برای اسید استیک:

می توانید قانون عمل جرم را برای این تعادل اعمال کنید و عبارت ثابت تعادل را بنویسید:

ثابت تعادلی که فرآیند تفکیک یک الکترولیت ضعیف را مشخص می کند نامیده می شود حد تفکیک.

ثابت تفکیک توانایی یک الکترولیت (اسید، باز، آب) را مشخص می کند. به یون تجزیه می شود. هرچه این ثابت بزرگتر باشد، الکترولیت راحت‌تر به یون‌ها تجزیه می‌شود، بنابراین، قوی‌تر است. مقادیر ثابت های تفکیک برای الکترولیت های ضعیف در کتاب های مرجع آورده شده است.

اصول اولیه تئوری تفکیک الکترولیتی

1. هنگامی که الکترولیت ها در آب حل می شوند، به یون های مثبت و منفی تجزیه می شوند.

یون هایکی از اشکال وجود یک عنصر شیمیایی است. به عنوان مثال، اتم های فلز سدیم Na 0 به شدت با آب برهمکنش می کنند و قلیایی (NaOH) و هیدروژن H 2 را تشکیل می دهند، در حالی که یون های سدیم Na + چنین محصولاتی را تشکیل نمی دهند. کلر Cl 2 دارای رنگ زرد مایل به سبز و بوی تند و سمی است، در حالی که یون کلر Cl بی رنگ، غیر سمی و بی بو است.

یون ها- اینها ذرات باردار مثبت یا منفی هستند که اتم ها یا گروه هایی از اتم های یک یا چند عنصر شیمیایی در نتیجه اهدا یا افزودن الکترون به آنها تبدیل می شوند.

در محلول ها، یون ها به طور تصادفی در جهات مختلف حرکت می کنند.

با توجه به ترکیب آنها، یون ها به دو دسته تقسیم می شوند ساده- Cl - ، Na + و مجتمع- NH 4 + , SO 2 - .

2. دلیل تفکیک الکترولیت در محلول های آبی هیدراته شدن آن است، یعنی برهمکنش الکترولیت با مولکول های آب و شکستن پیوند شیمیایی موجود در آن.

در نتیجه این فعل و انفعال، یون های هیدراته تشکیل می شوند، یعنی با مولکول های آب مرتبط می شوند. در نتیجه، با توجه به وجود یک پوسته آب، یون ها به تقسیم می شوند هیدراته شده(در محلول ها و هیدرات های کریستالی) و هیدراته نشده(در نمکهای بی آب).

3. تحت تأثیر جریان الکتریکی، یون‌های دارای بار مثبت به سمت قطب منفی منبع جریان - کاتد حرکت می‌کنند و به همین دلیل کاتیون نامیده می‌شوند و یون‌های دارای بار منفی به قطب مثبت منبع جریان - آند می‌روند و بنابراین آنیون نامیده می‌شوند. .

در نتیجه، طبقه بندی دیگری از یون ها وجود دارد - با توجه به علامت اتهام آنها.

مجموع بارهای کاتیون ها (H +، Na +، NH 4 +، Cu 2+) برابر است با مجموع بارهای آنیون ها (Cl -، OH -، SO 4 2-) که در نتیجه آن محلول های الکترولیت (HCl، (NH 4) 2 SO 4، NaOH، CuSO 4) از نظر الکتریکی خنثی می مانند.

4. تفکیک الکترولیتی یک فرآیند برگشت پذیر برای الکترولیت های ضعیف است.

همراه با فرآیند تفکیک (تجزیه الکترولیت به یون)، فرآیند معکوس نیز رخ می دهد - اتحادیه(ترکیب یون ها). بنابراین در معادلات تفکیک الکترولیتی به جای علامت مساوی از علامت برگشت پذیری استفاده می شود مثلا:

5. همه الکترولیت ها به یک اندازه به یون ها تجزیه نمی شوند.

بستگی به ماهیت الکترولیت و غلظت آن دارد. خواص شیمیایی محلول های الکترولیت توسط خواص یون هایی که در حین تفکیک تشکیل می شوند تعیین می شود.

خواص محلول های الکترولیت ضعیف توسط مولکول ها و یون های تشکیل شده در طی فرآیند تفکیک تعیین می شود که در تعادل دینامیکی با یکدیگر هستند.

بوی اسید استیک به دلیل وجود مولکول های CH 3 COOH است، طعم ترش و تغییر رنگ شاخص ها با وجود یون های H + در محلول همراه است.

خواص محلول های الکترولیت های قوی با خواص یون هایی که در حین تفکیک آنها تشکیل می شوند تعیین می شود.

به عنوان مثال، خواص کلی اسیدها مانند طعم ترش، تغییر رنگ نشانگرها و غیره به دلیل وجود کاتیون های هیدروژن (به طور دقیق تر، یون های اکسونیوم H 3 O +) در محلول های آنها است. خواص کلی قلیاها مانند صابون بودن در لمس، تغییر رنگ نشانگرها و غیره با وجود یونهای هیدروکسید OH - در محلولهای آنها و خواص نمکها با تجزیه آنها در محلول به کاتیون های فلزی (یا آمونیوم) و آنیون های باقی مانده های اسیدی.

با توجه به تئوری تفکیک الکترولیتی تمام واکنش‌ها در محلول‌های آبی الکترولیت‌ها، واکنش‌های بین یون‌ها هستند. این به دلیل سرعت بالای بسیاری از واکنش های شیمیایی در محلول های الکترولیت است.

واکنش هایی که بین یون ها رخ می دهد نامیده می شود واکنش های یونی، و معادلات این واکنش ها هستند معادلات یونی.

واکنش های تبادل یونی در محلول های آبی ممکن است رخ دهد:

1. برگشت ناپذیر، به پایان برسد.

2. برگشت پذیریعنی به طور همزمان در دو جهت مخالف جریان داشته باشد. واکنش‌های تبادل بین الکترولیت‌های قوی در محلول‌ها زمانی که یون‌ها با یکدیگر ترکیب می‌شوند و مواد تشکیل می‌دهند تا پایان کامل می‌شوند یا عملاً غیرقابل برگشت هستند:

الف) نامحلول؛

ب) تجزیه کم (الکترولیت های ضعیف)؛

ج) گازی

در اینجا چند نمونه از معادلات یونی مولکولی و خلاصه شده آورده شده است:

واکنش غیر قابل برگشت است، زیرا یکی از فرآورده های آن ماده ای نامحلول است.

واکنش خنثی سازی برگشت ناپذیر است، زیرا یک ماده کم تفکیک تشکیل می شود - آب.

واکنش غیر قابل برگشت است، زیرا گاز CO 2 و یک ماده کم تفکیک - آب - تشکیل می شود.

اگر در بین مواد اولیه و در بین محصولات واکنش، الکترولیت های ضعیف یا مواد کم محلول وجود داشته باشد، چنین واکنش هایی برگشت پذیر هستند، یعنی به پایان نمی رسند.

در واکنش‌های برگشت‌پذیر، تعادل به سمت تشکیل موادی با حداقل محلول یا کمترین تفکیک تغییر می‌کند.

مثلا:

تعادل به سمت تشکیل یک الکترولیت ضعیف تر - H 2 O تغییر می کند. با این حال، چنین واکنشی به پایان نمی رسد: مولکول های جدا نشده اسید استیک و یون های هیدروکسید در محلول باقی می مانند.

اگر مواد اولیه الکترولیت های قوی باشند که در اثر برهمکنش مواد یا گازهای نامحلول یا کمی تفکیک شونده ایجاد نمی کنند، چنین واکنش هایی رخ نمی دهد: هنگامی که محلول ها مخلوط می شوند، مخلوطی از یون ها تشکیل می شود.

مواد مرجع برای شرکت در آزمون:

جدول مندلیف

جدول حلالیت

سرفصل های کدنویسی آزمون یکپارچه دولتی:تفکیک الکترولیتی الکترولیت ها در محلول های مقدماتی الکترولیت های قوی و ضعیف

- اینها موادی هستند که محلولها و مذابهای آنها جریان الکتریکی را هدایت می کنند.

جریان الکتریکی حرکت منظم ذرات باردار تحت تأثیر میدان الکتریکی است. بنابراین، محلول ها یا مذاب های الکترولیت ها حاوی ذرات باردار هستند. در محلول های الکترولیت، به عنوان یک قاعده، هدایت الکتریکی به دلیل وجود یون است.

یون هاذرات باردار (اتم ها یا گروه های اتم) هستند. جدا کردن یون های دارای بار مثبت ( کاتیون ها) و یون های دارای بار منفی ( آنیون ها).

تفکیک الکترولیتی - این فرآیند تجزیه یک الکترولیت به یون در هنگام حل یا ذوب شدن است.

مواد جدا - الکترولیت هاو غیر الکترولیت ها. به غیر الکترولیت هاشامل موادی با پیوند غیرقطبی کووالانسی قوی (مواد ساده)، همه اکسیدها (که از نظر شیمیایی هستند نهتعامل با آب)، بیشتر مواد آلی (به جز ترکیبات قطبی - اسیدهای کربوکسیلیک، نمک آنها، فنل ها) - آلدئیدها، کتون ها، هیدروکربن ها، کربوهیدرات ها.

به الکترولیت ها شامل برخی از مواد با پیوند قطبی کووالانسی و موادی با شبکه کریستالی یونی است.

ماهیت فرآیند تفکیک الکترولیتی چیست؟

مقداری کریستال کلرید سدیم را در یک لوله آزمایش قرار دهید و آب اضافه کنید. پس از مدتی، کریستال ها حل می شوند. چی شد؟
کلرید سدیم ماده ای با شبکه کریستالی یونی است. کریستال NaCl از یون Na+ تشکیل شده استو Cl - . در آب، این کریستال به واحدهای ساختاری - یون ها تجزیه می شود. در این حالت پیوندهای شیمیایی یونی و برخی پیوندهای هیدروژنی بین مولکول های آب از بین می روند. یون های Na + و Cl - که وارد آب می شوند با مولکول های آب برهم کنش می کنند. در مورد یون های کلرید، می توان از جاذبه الکترواستاتیکی مولکول های آب دوقطبی (قطبی) به آنیون کلر صحبت کرد و در مورد کاتیون های سدیم، در طبیعت به گیرنده دهنده-دهنده نزدیک می شود (زمانی که جفت الکترون اتم اکسیژن باشد. در اوربیتال های خالی یون سدیم قرار می گیرد). یون ها که توسط مولکول های آب احاطه شده اند، پوشیده می شوندپوسته هیدراتاسیون. تفکیک کلرید سدیم با این معادله توصیف می شود: NaCl = Na + + Cl - .

هنگامی که ترکیبات با پیوند قطبی کووالانسی در آب حل می‌شوند، مولکول‌های آب که مولکول قطبی را احاطه کرده‌اند، ابتدا پیوند را در آن کشیده می‌شوند و قطبیت آن را افزایش می‌دهند، سپس آن را به یون‌هایی می‌شکنند که هیدراته شده و به طور مساوی در محلول توزیع می‌شوند. به عنوان مثال، اسید کلریدریک به یون‌هایی مانند این تجزیه می‌شود: HCl = H + + Cl - .

در حین ذوب، هنگامی که کریستال گرم می شود، یون ها شروع به ارتعاشات شدید در گره های شبکه کریستالی می کنند که در نتیجه از بین می رود و مذابی تشکیل می شود که از یون ها تشکیل شده است.

فرآیند تفکیک الکترولیتی با درجه تفکیک مولکول های ماده مشخص می شود:

درجه تفکیک نسبت تعداد مولکول های تجزیه شده (تجزیه شده) به تعداد کل مولکول های الکترولیت است. یعنی چه نسبتی از مولکول های ماده اولیه در محلول یا مذاب به یون تجزیه می شود.

α=N prodiss /N بیرون، جایی که:

N prodiss تعداد مولکول های جدا شده است،

N out تعداد اولیه مولکول ها است.

با توجه به درجه تفکیک، الکترولیت ها به دو دسته تقسیم می شوند قویو ضعیف.

الکترولیت های قوی (α≈1):

1. تمام نمک های محلول (از جمله نمک های اسیدهای آلی - استات پتاسیم CH 3 COOK، فرمات سدیم HCOONa و غیره)

2. اسیدهای قوی: HCl، HI، HBr، HNO 3، H 2 SO 4 (مرحله اول)، HClO 4، و غیره.

3. مواد قلیایی: NaOH، KOH، LiOH، RbOH، CsOH. Ca(OH)2، Sr(OH)2، Ba(OH)2.

الکترولیت های قویتقریباً به طور کامل در محلول های آبی به یون تجزیه می شود، اما فقط در. در محلول‌ها، حتی الکترولیت‌های قوی فقط می‌توانند تا حدی تجزیه شوند. آن ها درجه تفکیک الکترولیت های قوی α فقط برای محلول های غیر اشباع مواد تقریبا برابر با 1 است. در محلول های اشباع یا غلیظ، درجه تفکیک الکترولیت های قوی می تواند کمتر یا مساوی 1: α≤1 باشد.

الکترولیت های ضعیف (α<1):

1. اسیدهای ضعیف از جمله ارگانیک. آلی؛

2. بازهای نامحلول و هیدروکسید آمونیوم NH 4 OH.

3. نمک های نامحلول و کمی محلول (بسته به حلالیت).

غیر الکترولیت ها:

1. اکسیدهایی که با آب برهمکنش نمی‌کنند (اکسیدهایی که با آب برهمکنش می‌کنند، وقتی در آب حل می‌شوند، وارد یک واکنش شیمیایی می‌شوند و هیدروکسید تشکیل می‌دهند).

2. مواد ساده؛

3. بیشتر مواد آلی با پیوندهای ضعیف قطبی یا غیرقطبی (آلدئیدها، کتونها، هیدروکربنها و غیره).

مواد چگونه تفکیک می شوند؟ با توجه به درجه تفکیک آنها را تشخیص می دهند قویو ضعیفالکترولیت ها

الکترولیت های قوی به طور کامل (در محلول های اشباع) تجزیه می شود، در یک مرحله، همه مولکول ها به یون ها تجزیه می شوند، تقریباً غیرقابل برگشت. لطفا توجه داشته باشید که در حین تفکیک در محلول، تنها یون های پایدار تشکیل می شوند. رایج ترین یون ها را می توان در جدول حلالیت یافت - برگه تقلب رسمی شما برای هر امتحانی. درجه تفکیک الکترولیت های قوی تقریباً برابر با 1 است. به عنوان مثال، در هنگام تفکیک فسفات سدیم، یون های Na + و PO 4 3- تشکیل می شوند:

Na 3 PO 4 → 3Na + +PO 4 3-

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

تفکیک الکترولیت های ضعیف : اسیدهای پلی اسیدی و بازهای پلی اسیدی به صورت مرحله ای و برگشت پذیر رخ می دهد. آن ها در طی تفکیک الکترولیت های ضعیف، تنها بخش بسیار کوچکی از ذرات اولیه به یون تجزیه می شود. به عنوان مثال، اسید کربنیک:

H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 -

HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2-

هیدروکسید منیزیم نیز در 2 مرحله تجزیه می شود:

Mg(OH) 2 ⇄ Mg(OH) + OH –

Mg(OH) + ⇄ Mg 2+ + OH –

نمک های اسیدی نیز تجزیه می شوند گام به گامابتدا پیوندهای یونی و سپس پیوندهای کووالانسی قطبی شکسته می شوند. به عنوان مثال، کربنات هیدروژن پتاسیم و هیدروکسی کلرید منیزیم:

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)

درجه تفکیک الکترولیت های ضعیف بسیار کمتر از 1: α است<<1.

مفاد اصلی تئوری تفکیک الکترولیتی عبارتند از:

1. وقتی الکترولیت ها در آب حل می شوند، به یون ها تجزیه می شوند.

2. دلیل تفکیک الکترولیت ها در آب هیدراته شدن آن است، یعنی. برهمکنش با مولکول های آب و شکستن پیوندهای شیمیایی موجود در آن.

3. تحت تأثیر میدان الکتریکی خارجی، یونهای دارای بار مثبت به سمت یک الکترود با بار مثبت حرکت می کنند - کاتد. الکترون های با بار منفی به سمت الکترود منفی - آند حرکت می کنند. به آنها آنیون می گویند.

4. تفکیک الکترولیتی برای الکترولیت های ضعیف به صورت برگشت پذیر و برای الکترولیت های قوی عملاً برگشت ناپذیر رخ می دهد.

5. بسته به شرایط خارجی، غلظت و ماهیت الکترولیت، الکترولیت ها می توانند به درجات مختلفی به یون تجزیه شوند.

6. خواص شیمیایی یون ها با خواص مواد ساده متفاوت است. خواص شیمیایی محلول های الکترولیت توسط خواص یون هایی که از آن در هنگام تفکیک تشکیل می شوند تعیین می شود.

مثال ها.

1. با تفکیک ناقص 1 مول نمک، تعداد کل یون های مثبت و منفی در محلول 3.4 مول بود. فرمول نمک – الف) K 2 S ب) Ba(ClO 3) 2 ج) NH 4 NO 3 د) Fe(NO 3) 3

راه حل: ابتدا قدرت الکترولیت ها را مشخص می کنیم. این کار را می توان به راحتی با استفاده از جدول حلالیت انجام داد. تمام نمک های داده شده در پاسخ ها محلول هستند، یعنی. الکترولیت های قوی سپس معادلات تفکیک الکترولیتی را می نویسیم و از این معادله برای تعیین حداکثر تعداد یون ها در هر محلول استفاده می کنیم:

آ) K 2 S ⇄ 2K + + S 2– ,با تجزیه کامل 1 مول نمک، 3 مول یون تشکیل نمی شود.

ب) Ba(ClO 3) 2 ⇄ Ba 2 + + 2ClO 3 -، مجدداً در هنگام تجزیه 1 مول نمک ، 3 مول یون تشکیل می شود ، بیش از 3 مول یون تشکیل نمی شود.

V) NH 4 NO 3 ⇄ NH 4 + + NO 3 -در هنگام تجزیه 1 مول نیترات آمونیوم، حداکثر 2 مول یون تشکیل نمی شود.

ز) Fe(NO 3) 3 ⇄ Fe 3+ + 3NO 3 -، با تجزیه کامل 1 مول نیترات آهن (III) 4 مول یون تشکیل می شود. در نتیجه، با تجزیه ناقص 1 مول نیترات آهن، تشکیل تعداد کمتری یون امکان پذیر است (تجزیه ناقص در محلول نمک اشباع امکان پذیر است). بنابراین گزینه 4 برای ما مناسب است.

رسانایی مواد با جریان الکتریکی یا عدم رسانایی را می توان با استفاده از یک دستگاه ساده مشاهده کرد.

این شامل میله های کربن (الکترود) است که توسط سیم به یک شبکه الکتریکی متصل می شوند. یک چراغ برق در مدار تعبیه شده است که نشان دهنده وجود یا عدم وجود جریان در مدار است. اگر الکترودها را در محلول قند فرو کنید، لامپ روشن نمی شود. اما اگر در محلول کلرید سدیم غوطه ور شوند به شدت روشن می شود.

موادی که در محلول ها یا مذاب ها به یون تجزیه می شوند و در نتیجه جریان الکتریکی را هدایت می کنند، الکترولیت نامیده می شوند.

موادی که در شرایط یکسان به یون تجزیه نمی شوند و جریان الکتریکی را رسانا نمی کنند، غیرالکترولیت نامیده می شوند.

الکترولیت ها شامل اسیدها، بازها و تقریباً تمام نمک ها هستند.

غیرالکترولیت ها شامل اکثر ترکیبات آلی و همچنین موادی می شوند که مولکول های آنها فقط حاوی پیوندهای کووالانسی غیرقطبی یا کم قطبی هستند.

الکترولیت ها هادی های نوع دوم هستند. در یک محلول یا مذاب، آنها به یون تجزیه می شوند، به همین دلیل جریان جریان دارد. بدیهی است که هر چه یون های یک محلول بیشتر باشد، جریان الکتریکی را بهتر هدایت می کند. آب خالص جریان الکتریکی را بسیار ضعیف هدایت می کند.

الکترولیت های قوی و ضعیف وجود دارد.

الکترولیت های قوی وقتی حل می شوند، به طور کامل به یون ها تجزیه می شوند.

این شامل:

1) تقریباً تمام نمک ها؛

2) بسیاری از اسیدهای معدنی، به عنوان مثال H 2 SO 4، HNO 3، HCl، HBr، HI، HMnO 4، HClO 3، HClO 4.

3) پایه های فلزات قلیایی و قلیایی خاکی.

الکترولیت های ضعیفهنگامی که در آب حل می شوند، فقط تا حدی به یون تجزیه می شوند.

این شامل:

1) تقریباً تمام اسیدهای آلی؛

2) برخی از اسیدهای معدنی، به عنوان مثال H 2 CO 3، H 2 S، HNO 2، HClO، H 2 SiO 3.

3) بسیاری از پایه های فلزی (به جز پایه های فلزی قلیایی و قلیایی خاکی)، و همچنین NH 4 OH، که می تواند به عنوان هیدرات آمونیاک NH 3 ∙H 2 O نشان داده شود.

آب یک الکترولیت ضعیف است.

الکترولیت های ضعیف نمی توانند غلظت بالایی از یون ها را در محلول تولید کنند.

اصول اولیه تئوری تفکیک الکترولیتی.

تجزیه الکترولیت ها به یون ها هنگام حل شدن در آب، تفکیک الکترولیتی نامیده می شود.

بنابراین، سدیم کلرید NaCl، هنگامی که در آب حل می شود، به طور کامل به یون های سدیم Na + و یون های کلرید Cl - تجزیه می شود.

آب یون های هیدروژن H + و یون هیدروکسید OH را تشکیل می دهد - فقط در مقادیر بسیار کم.

برای توضیح ویژگی های محلول های آبی الکترولیت ها، دانشمند سوئدی S. Arrhenius نظریه تفکیک الکترولیتی را در سال 1887 ارائه کرد. متعاقباً توسط بسیاری از دانشمندان بر اساس دکترین ساختار اتم ها و پیوندهای شیمیایی توسعه یافت.

محتوای مدرن این نظریه را می توان به سه شرط زیر تقلیل داد:

1. الکترولیت ها، هنگامی که در آب حل می شوند، به یون های مثبت و منفی تجزیه می شوند (تفکیک می کنند).

یون ها در حالت های الکترونیکی پایدارتر از اتم ها هستند. آنها می توانند از یک اتم تشکیل شوند - یون های ساده (Na +، Mg 2+، Al 3+ و غیره) - یا از چندین اتم - اینها یون های پیچیده هستند (NO 3 -، SO 2-4، PO Z-4 و غیره.).

2. تحت تأثیر جریان الکتریکی، یون‌ها حرکت جهت دار پیدا می‌کنند: یون‌های دارای بار مثبت به سمت کاتد حرکت می‌کنند، یون‌های دارای بار منفی به سمت آند حرکت می‌کنند. بنابراین، اولی کاتیون نامیده می شود، دومی - آنیون.

حرکت جهت یون ها در نتیجه جذب آنها توسط الکترودهایی با بار مخالف اتفاق می افتد.

3. تجزیه یک فرآیند برگشت پذیر است: به موازات تجزیه مولکول ها به یون ها (تجزیه)، فرآیند ترکیب یون ها (تداعی) اتفاق می افتد.

بنابراین در معادلات تفکیک الکترولیتی به جای علامت مساوی از علامت برگشت پذیری استفاده می شود. به عنوان مثال، معادله تفکیک یک مولکول الکترولیت KA به یک کاتیون K + و یک آنیون A به طور کلی به صورت زیر نوشته می شود:

KA ↔ K + + A -

تئوری تفکیک الکترولیتی یکی از نظریه های اصلی در شیمی معدنی است و کاملاً با علم اتمی-مولکولی و نظریه ساختار اتمی مطابقت دارد.

درجه تفکیک.

یکی از مهمترین مفاهیم تئوری تفکیک الکترولیتی آرنیوس، مفهوم درجه تفکیک است.

درجه تفکیک (a) نسبت تعداد مولکول های تفکیک شده به یون ها (n") به تعداد کل مولکول های محلول (n) است:

درجه تفکیک الکترولیت به صورت تجربی تعیین می شود و بر حسب کسری از واحد یا به صورت درصد بیان می شود. اگر α = 0 باشد، تجزیه وجود ندارد و اگر α = 1 یا 100٪ باشد، الکترولیت کاملاً به یون تجزیه می شود. اگر α = 20% باشد، این بدان معناست که از 100 مولکول یک الکترولیت معین، 20 مولکول به یون تجزیه شده اند.

الکترولیت های مختلف درجات تفکیک متفاوتی دارند. تجربه نشان می دهد که بستگی به غلظت الکترولیت و دما دارد. با کاهش غلظت الکترولیت، به عنوان مثال. هنگامی که با آب رقیق می شود، درجه تفکیک همیشه افزایش می یابد. به عنوان یک قاعده، درجه تفکیک و افزایش دما افزایش می یابد. بر اساس درجه تفکیک، الکترولیت ها به قوی و ضعیف تقسیم می شوند.

اجازه دهید تغییر در تعادل ایجاد شده بین مولکول‌های تفکیک نشده و یون‌ها را در حین تفکیک الکترولیتی یک الکترولیت ضعیف - اسید استیک در نظر بگیریم:

CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +

هنگامی که محلول اسید استیک با آب رقیق می شود، تعادل به سمت تشکیل یون ها تغییر می کند و درجه تفکیک اسید افزایش می یابد. برعکس، هنگامی که یک محلول تبخیر می شود، تعادل به سمت تشکیل مولکول های اسید تغییر می کند - درجه تفکیک کاهش می یابد.

از این عبارت واضح است که α می تواند از 0 (بدون تفکیک) تا 1 (تفکیک کامل) متفاوت باشد. درجه تفکیک اغلب به صورت درصد بیان می شود. درجه تفکیک الکترولیت را فقط می توان به صورت تجربی تعیین کرد، به عنوان مثال، با اندازه گیری نقطه انجماد محلول، با هدایت الکتریکی محلول و غیره.

مکانیسم تفکیک

موادی که پیوندهای یونی دارند به راحتی جدا می شوند. همانطور که می دانید این مواد از یون تشکیل شده اند. هنگامی که آنها حل می شوند، دوقطبی های آب حول یون های مثبت و منفی جهت گیری می کنند. نیروهای جاذبه متقابل بین یون ها و دوقطبی های آب بوجود می آیند. در نتیجه پیوند بین یون ها ضعیف می شود و یون ها از کریستال به محلول حرکت می کنند. در این حالت، یون های هیدراته تشکیل می شوند، یعنی. یون هایی که از نظر شیمیایی به مولکول های آب پیوند دارند.

الکترولیت ها که مولکول های آنها بر اساس نوع پیوند کووالانسی قطبی (مولکول های قطبی) تشکیل می شوند، به طور مشابه تجزیه می شوند. در اطراف هر مولکول قطبی یک ماده، دوقطبی های آب نیز جهت گیری شده اند که توسط قطب های منفی خود به قطب مثبت مولکول و توسط قطب های مثبت خود به قطب منفی جذب می شوند. در نتیجه این فعل و انفعال، ابر الکترونی متصل (جفت الکترون) به طور کامل به سمت اتم با الکترونگاتیوی بالاتر منتقل می شود، مولکول قطبی به یک یونی تبدیل می شود و سپس یون های هیدراته به راحتی تشکیل می شوند:

تفکیک مولکول های قطبی می تواند کامل یا جزئی باشد.

بنابراین، الکترولیت ها ترکیباتی با پیوندهای یونی یا قطبی - نمک ها، اسیدها و بازها هستند. و می توانند در حلال های قطبی به یون تجزیه شوند.

حد تفکیک.

حد تفکیک. مشخصه دقیق‌تر تفکیک الکترولیت، ثابت تفکیک است که به غلظت محلول بستگی ندارد.

بیان ثابت تفکیک را می توان با نوشتن معادله واکنش تفکیک الکترولیت AA به شکل کلی به دست آورد:

A K → A - + K + .

از آنجایی که تفکیک یک فرآیند تعادل برگشت پذیر است، قانون عمل جرم در این واکنش اعمال می شود و ثابت تعادل را می توان به صورت زیر تعریف کرد:

که در آن K ثابت تفکیک است که به دما و ماهیت الکترولیت و حلال بستگی دارد، اما به غلظت الکترولیت بستگی ندارد.

دامنه ثابت های تعادل برای واکنش های مختلف بسیار زیاد است - از 10 -16 تا 10 15. به عنوان مثال، ارزش بالا بهبرای واکنش

به این معنی که اگر مس فلزی به محلولی حاوی یون های نقره Ag + اضافه شود، در لحظه ای که تعادل حاصل می شود، غلظت یون های مس بسیار بیشتر از مجذور غلظت یون های نقره 2 است. برعکس، ارزش پایین بهدر واکنش

نشان می دهد که در زمان رسیدن به تعادل، مقدار ناچیزی از یدید نقره AgI حل شده است.

به شکل نوشتن عبارات ثابت تعادل توجه ویژه ای داشته باشید.اگر غلظت برخی از واکنش دهنده ها به طور قابل توجهی در طول واکنش تغییر نکند، آنها در عبارت ثابت تعادل نوشته نمی شوند. (این گونه ثابت ها K 1 نشان داده می شوند).

بنابراین، برای واکنش مس با نقره، عبارت نادرست خواهد بود:

فرم صحیح این خواهد بود:

این با این واقعیت توضیح داده می شود که غلظت مس و نقره فلزی به ثابت تعادل وارد می شود. غلظت مس و نقره با چگالی آنها تعیین می شود و قابل تغییر نیست. بنابراین، در نظر گرفتن این غلظت ها هنگام محاسبه ثابت تعادل، فایده ای ندارد.

عبارات ثابت های تعادل برای انحلال AgCl و AgI به روشی مشابه توضیح داده شده است.

محصول حلالیت ثابت های تفکیک نمک های فلزی و هیدروکسیدهای کم محلول را حاصل انحلال پذیری مواد مربوطه می نامند (PR نشان داده می شود).

برای واکنش تفکیک آب

عبارت ثابت خواهد بود:

این با این واقعیت توضیح داده می شود که غلظت آب در طول واکنش در محلول های آبی بسیار کمی تغییر می کند. بنابراین، فرض می شود که غلظت [H 2 O] ثابت می ماند و به ثابت تعادل وارد می شود.

اسیدها، بازها و نمک ها از دیدگاه تفکیک الکترولیتی.

آنها با استفاده از تئوری تفکیک الکترولیتی، خواص اسیدها، بازها و نمک ها را تعریف و توصیف می کنند.

اسیدها الکترولیت هایی هستند که تفکیک آنها فقط کاتیون های هیدروژن را به عنوان کاتیون تولید می کند.

مثلا:

НCl ↔ Н + + С l - ;

CH 3 COOH ↔ H + + CH 3 COO -

تفکیک یک اسید پلی بازیک عمدتاً از طریق مرحله اول، به میزان کمتر در مرحله دوم و فقط به میزان کمی در مرحله سوم انجام می شود. بنابراین، در محلول آبی، به عنوان مثال، اسید فسفریک، همراه با مولکول های H 3 PO 4، یون ها (در مقادیر متوالی کاهش می یابد) H 2 PO 2-4، HPO 2-4 و PO 3-4 وجود دارد.

N 3 PO 4 ↔ N + + N 2 PO - 4 (مرحله اول)

N 2 PO - 4 ↔ N + + NPO 2- 4 (مرحله دوم)

NRO 2- 4 ↔ N+ PO Z- 4 (مرحله سوم)

باز بودن یک اسید با تعداد کاتیون های هیدروژنی که در حین تفکیک تشکیل می شوند تعیین می شود.

بنابراین، HCl، HNO 3 - اسیدهای مونوبازیک - یک کاتیون هیدروژن تشکیل می شود.

H 2 S، H 2 CO 3، H 2 SO 4 - دو پایه،

H 3 PO 4 ، H 3 AsO 4 سه بازی هستند ، زیرا به ترتیب دو و سه کاتیون هیدروژن تشکیل می شوند.

از چهار اتم هیدروژن موجود در مولکول اسید استیک CH 3 COOH، تنها یکی، که بخشی از گروه کربوکسیل - COOH است، می تواند به شکل کاتیون H + - اسید استیک مونوازی جدا شود.

اسیدهای دی بازیک و پلی بازیک به تدریج (تدریج) تفکیک می شوند.

بازها الکترولیت هایی هستند که تفکیک آنها فقط یون های هیدروکسید را به صورت آنیون تولید می کند.

مثلا:

KOH ↔ K + + OH - ;

NH 4 OH ↔ NH + 4 + OH -

بازهایی که در آب حل می شوند قلیایی نامیده می شوند. تعداد آنها زیاد نیست. اینها بازهای فلزات قلیایی و قلیایی خاکی هستند: LiOH، NaOH، KOH، RbOH، CsOH، FrOH و Ca(OH) 2، Sr(OH) 2، Ba(OH) 2، Ra(OH) 2، و همچنین NH 4 OH. اکثر پایه ها کمی در آب حل می شوند.

اسیدیته یک باز با تعداد گروه های هیدروکسیل آن (گروه های هیدروکسی) تعیین می شود. به عنوان مثال، NH 4 OH یک باز یک اسیدی است، Ca(OH) 2 یک باز دو اسیدی است، Fe(OH) 3 یک باز سه اسیدی است، و غیره.

Ca(OH) 2 ↔ Ca(OH) + + OH - (مرحله اول)

Ca(OH) + ↔ Ca 2 + + OH - (مرحله دوم)

با این حال، الکترولیت هایی وجود دارند که پس از تفکیک، به طور همزمان کاتیون های هیدروژن و یون های هیدروکسید را تشکیل می دهند. این الکترولیت ها آمفوتریک یا آمفولیت نامیده می شوند. اینها شامل آب، روی، آلومینیوم، هیدروکسید کروم و تعدادی دیگر از مواد است. به عنوان مثال، آب به یون های H + و OH - تجزیه می شود (در مقادیر کم):

H 2 O ↔ H + + OH -

در نتیجه، به دلیل وجود کاتیون های هیدروژن H + و خواص قلیایی، به دلیل وجود یون های OH - دارای خواص اسیدی یکسانی است.

تفکیک هیدروکسید روی آمفوتریک Zn(OH) 2 را می توان با معادله بیان کرد

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

نمک ها الکترولیت هایی هستند که پس از تفکیک کاتیون های فلزی و همچنین کاتیون آمونیوم (NH 4) و آنیون های باقی مانده های اسیدی تشکیل می شوند.

مثلا:

(NH 4) 2 SO 4 ↔ 2NH + 4 + SO 2- 4;

Na 3 PO 4 ↔ 3Na + + PO 3- 4

نمک های متوسط ​​به این ترتیب تجزیه می شوند. نمک های اسیدی و بازی به صورت مرحله ای جدا می شوند. در نمک های اسیدی ابتدا یون های فلزی و سپس کاتیون های هیدروژن حذف می شوند. مثلا:

KHSO 4 ↔ K + + HSO - 4

HSO - 4 ↔ H + + SO 2- 4

در نمک های بازی ابتدا بقایای اسید و سپس یون های هیدروکسید حذف می شوند.

Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH) + + Cl -