Malakas at mahinang electrolyte. Degree ng electrolytic dissociation
1. MGA ELECTROLYTES
1.1. Electrolytic dissociation. Degree ng dissociation. Kapangyarihan ng Electrolyte
Ayon sa teorya ng electrolytic dissociation, ang mga asing-gamot, acids, at hydroxides, kapag natunaw sa tubig, ganap o bahagyang disintegrate sa mga independiyenteng particle - ions.
Ang proseso ng agnas ng mga molekula ng sangkap sa mga ion sa ilalim ng impluwensya ng mga molekula ng polar solvent ay tinatawag na electrolytic dissociation. Ang mga sangkap na naghihiwalay sa mga ion sa mga solusyon ay tinatawag mga electrolyte. Bilang isang resulta, ang solusyon ay nakakakuha ng kakayahang magsagawa ng electric current, dahil lumilitaw dito ang mga mobile electric charge carrier. Ayon sa teoryang ito, kapag natunaw sa tubig, ang mga electrolyte ay naghihiwalay (naghihiwalay) sa positibo at negatibong sisingilin na mga ion. Ang mga positibong sisingilin na ion ay tinatawag mga kasyon; kabilang dito ang, halimbawa, hydrogen at metal ions. Negatively charged ions ay tinatawag mga anion; Kabilang dito ang mga ions ng acidic residues at hydroxide ions.
Upang quantitatively characterize ang proseso ng dissociation, ang konsepto ng antas ng dissociation ay ipinakilala. Ang antas ng dissociation ng isang electrolyte (α) ay ang ratio ng bilang ng mga molekula nito na nahiwa-hiwalay sa mga ion sa isang ibinigay na solusyon ( n ), sa kabuuang bilang ng mga molekula nito sa solusyon ( N), o
α = .
Ang antas ng electrolytic dissociation ay karaniwang ipinahayag alinman sa mga fraction ng isang yunit o bilang isang porsyento.
Ang mga electrolyte na may antas ng dissociation na higit sa 0.3 (30%) ay karaniwang tinatawag na malakas, na may antas ng dissociation mula 0.03 (3%) hanggang 0.3 (30%) - daluyan, mas mababa sa 0.03 (3%) - mahina electrolytes. Kaya, para sa isang 0.1 M na solusyon CH3COOH α = 0.013 (o 1.3%). Samakatuwid, ang acetic acid ay isang mahinang electrolyte. Ang antas ng dissociation ay nagpapakita kung anong bahagi ng mga dissolved molecule ng isang substance ang nasira sa mga ions. Ang antas ng electrolytic dissociation ng isang electrolyte sa may tubig na mga solusyon ay nakasalalay sa likas na katangian ng electrolyte, ang konsentrasyon at temperatura nito.
Sa pamamagitan ng kanilang likas na katangian, ang mga electrolyte ay maaaring nahahati sa dalawang malalaking grupo: malakas at mahina. Malakas na electrolytes halos ganap na ihiwalay (α = 1).
Ang mga malakas na electrolyte ay kinabibilangan ng:
1) mga acid (H 2 SO 4, HCl, HNO 3, HBr, HI, HClO 4, H M nO 4);
2) mga base - metal hydroxides ng unang pangkat ng pangunahing subgroup (alkali) - LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH , pati na rin ang mga hydroxides ng alkaline earth metals - Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2;.
3) mga asing-gamot na natutunaw sa tubig (tingnan ang talahanayan ng solubility).
Mahinang electrolytes dissociate sa ions sa isang napakaliit na lawak; Para sa mga mahinang electrolyte, ang isang balanse ay itinatag sa pagitan ng mga hindi magkakahiwalay na molekula at mga ion.
Ang mga mahihinang electrolyte ay kinabibilangan ng:
1) mga inorganikong acid ( H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, H 2 SO 3, HCN, H 3 PO 4, H 2 SiO 3, HCNS, HClO, atbp.);
2) tubig (H 2 O);
3) ammonium hydroxide ( NH 4 OH);
4) karamihan sa mga organikong acid
(halimbawa, acetic CH 3 COOH, formic HCOOH);
5) hindi matutunaw at bahagyang natutunaw na mga asing-gamot at hydroxides ng ilang mga metal (tingnan ang talahanayan ng solubility).
Proseso electrolytic dissociation inilalarawan gamit ang mga equation ng kemikal. Halimbawa, ang paghihiwalay ng hydrochloric acid (HC l ) ay nakasulat tulad ng sumusunod:
HCl → H + + Cl – .
Ang mga base ay naghihiwalay upang bumuo ng mga metal cation at hydroxide ions. Halimbawa, ang dissociation ng KOH
KOH → K ++ OH – .
Ang mga polybasic acid, pati na rin ang mga base ng polyvalent na metal, ay naghihiwalay nang sunud-sunod. Halimbawa,
H 2 CO 3 H + + HCO 3 – ,
HCO 3 – H + + CO 3 2– .
Ang unang ekwilibriyo - dissociation ayon sa unang hakbang - ay nailalarawan sa pamamagitan ng pare-pareho
.
Para sa ikalawang yugto ng paghihiwalay:
.
Sa kaso ng carbonic acid, ang mga constant ng dissociation ay may mga sumusunod na halaga: K Ako = 4.3× 10 –7, K II = 5.6 × 10–11. Para sa stepwise dissociation palagi K ako> K II > K III >... , dahil ang enerhiya na dapat gamitin upang paghiwalayin ang isang ion ay minimal kapag ito ay nahiwalay sa isang neutral na molekula.
Katamtaman (normal) na mga asing-gamot, natutunaw sa tubig, naghihiwalay upang bumuo ng mga ion ng metal na may positibong charge at mga ion na may negatibong charge ng acid na nalalabi
Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 –
Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–.
Ang mga acid salt (hydrosalts) ay mga electrolyte na naglalaman ng hydrogen sa anion, na maaaring hatiin sa anyo ng hydrogen ion H +. Ang mga acid salt ay itinuturing bilang isang produktong nakuha mula sa mga polybasic acid kung saan hindi lahat ng hydrogen atoms ay pinapalitan ng isang metal. Ang dissociation ng acid salts ay nangyayari sa mga yugto, halimbawa:
KHCO 3 → K + + HCO 3 – (unang yugto)
Ang mga electrolyte bilang mga kemikal ay kilala mula pa noong unang panahon. Gayunpaman, nasakop nila ang karamihan sa mga lugar ng kanilang aplikasyon kamakailan. Tatalakayin natin ang pinakamataas na priyoridad na lugar ng industriya para sa paggamit ng mga sangkap na ito at alamin kung ano ang huli at kung paano sila naiiba sa isa't isa. Ngunit magsimula tayo sa isang iskursiyon sa kasaysayan.
Kwento
Ang pinakalumang kilalang electrolyte ay mga asin at acid, na natuklasan sa Sinaunang mundo. Gayunpaman, ang mga ideya tungkol sa istraktura at mga katangian ng mga electrolyte ay umunlad sa paglipas ng panahon. Ang mga teorya ng mga prosesong ito ay umunlad mula noong 1880s, nang ang isang bilang ng mga pagtuklas ay ginawa na may kaugnayan sa mga teorya ng mga katangian ng mga electrolyte. Maraming mga qualitative leaps ang naobserbahan sa mga teorya na naglalarawan ng mga mekanismo ng pakikipag-ugnayan ng mga electrolyte sa tubig (pagkatapos ng lahat, tanging sa solusyon lamang ang nakuha nila ang mga katangian dahil sa kung saan sila ay ginagamit sa industriya).
Ngayon ay susuriin natin nang detalyado ang ilang mga teorya na may pinakamalaking impluwensya sa pagbuo ng mga ideya tungkol sa mga electrolyte at ang kanilang mga katangian. At magsimula tayo sa pinakakaraniwan at simpleng teorya, na pinagdaanan ng bawat isa sa atin sa paaralan.
Arrhenius theory ng electrolytic dissociation
Noong 1887, nilikha ng Swedish chemist at Wilhelm Ostwald ang teorya ng electrolytic dissociation. Gayunpaman, ang lahat ay hindi masyadong simple dito. Si Arrhenius mismo ay isang tagapagtaguyod ng tinatawag na pisikal na teorya ng mga solusyon, na hindi isinasaalang-alang ang pakikipag-ugnayan ng mga nasasakupan ng isang sangkap sa tubig at nagtalo na mayroong mga libreng sisingilin na mga particle (ions) sa solusyon. Sa pamamagitan ng paraan, ito ay mula sa posisyon na ito na ang electrolytic dissociation ay isinasaalang-alang sa paaralan ngayon.
Pag-usapan natin kung ano ang ibinibigay ng teoryang ito at kung paano ito ipinapaliwanag sa atin ang mekanismo ng pakikipag-ugnayan ng mga sangkap sa tubig. Tulad ng iba pa, mayroon siyang ilang mga postulate na ginagamit niya:
1. Kapag nakikipag-ugnayan sa tubig, ang sangkap ay nasira sa mga ions (positibo - cation at negatibo - anion). Ang mga particle na ito ay sumasailalim sa hydration: nakakaakit sila ng mga molekula ng tubig, na, sa pamamagitan ng paraan, ay positibong sinisingil sa isang panig at negatibo sa kabilang panig (na bumubuo ng isang dipole), bilang isang resulta sila ay nabuo sa mga aqua complex (solvates).
2. Ang proseso ng dissociation ay nababaligtad - iyon ay, kung ang isang sangkap ay nasira sa mga ions, pagkatapos ay sa ilalim ng impluwensya ng ilang mga kadahilanan maaari itong muling maging orihinal na anyo nito.
3. Kung ikinonekta mo ang mga electrodes sa solusyon at i-on ang kasalukuyang, ang mga cation ay magsisimulang lumipat sa negatibong elektrod - ang katod, at ang mga anion sa positibong sisingilin - ang anode. Iyon ang dahilan kung bakit ang mga sangkap na lubos na natutunaw sa tubig ay nagsasagawa ng electric current na mas mahusay kaysa sa tubig mismo. Para sa parehong dahilan sila ay tinatawag na electrolytes.
4. ang electrolyte ay nagpapakilala sa porsyento ng isang sangkap na sumailalim sa pagkatunaw. Ang tagapagpahiwatig na ito ay nakasalalay sa mga katangian ng solvent at ang dissolved substance mismo, sa konsentrasyon ng huli at sa panlabas na temperatura.
Narito, sa katunayan, ang lahat ng mga pangunahing postulate ng simpleng teoryang ito. Gagamitin namin ang mga ito sa artikulong ito upang ilarawan kung ano ang nangyayari sa isang electrolyte solution. Titingnan natin ang mga halimbawa ng mga koneksyon na ito sa ibang pagkakataon, ngunit ngayon tingnan natin ang isa pang teorya.
Teorya ni Lewis ng mga acid at base
Ayon sa teorya ng electrolytic dissociation, ang isang acid ay isang sangkap sa solusyon kung saan ang isang hydrogen cation ay naroroon, at ang isang base ay isang tambalan na disintegrates sa solusyon sa isang hydroxide anion. May isa pang teorya na ipinangalan sa sikat na chemist na si Gilbert Lewis. Ito ay nagpapahintulot sa amin na medyo palawakin ang konsepto ng acid at base. Ayon sa teorya ni Lewis, ang mga asido ay mga molekula ng isang sangkap na may mga libreng orbital ng elektron at may kakayahang tumanggap ng isang elektron mula sa ibang molekula. Madaling hulaan na ang mga base ay mga particle na may kakayahang magbigay ng isa o higit pa sa kanilang mga electron sa "paggamit" ng acid. Ang napaka-interesante dito ay hindi lamang isang electrolyte, kundi pati na rin ang anumang sangkap, kahit na hindi matutunaw sa tubig, ay maaaring maging isang acid o base.
Brendsted-Lowry protolytic theory
Noong 1923, nang nakapag-iisa sa isa't isa, dalawang siyentipiko - sina J. Brønsted at T. Lowry - ang nagmungkahi ng isang teorya na ngayon ay aktibong ginagamit ng mga siyentipiko upang ilarawan ang mga proseso ng kemikal. Ang kakanyahan ng teoryang ito ay ang kahulugan ng dissociation ay bumaba sa paglipat ng isang proton mula sa isang acid patungo sa isang base. Kaya, ang huli ay nauunawaan dito bilang isang proton acceptor. Tapos yung acid yung donor nila. Ipinaliwanag din ng teorya ang pagkakaroon ng mga sangkap na nagpapakita ng mga katangian ng parehong mga acid at base. Ang ganitong mga compound ay tinatawag na amphoteric. Sa teoryang Bronsted-Lowry, ang terminong ampholytes ay ginagamit din para sa kanila, habang ang mga acid o base ay karaniwang tinatawag na protolytes.
Dumating tayo sa susunod na bahagi ng artikulo. Dito ay sasabihin namin sa iyo kung paano naiiba ang malakas at mahina na mga electrolyte sa bawat isa at talakayin ang impluwensya ng mga panlabas na kadahilanan sa kanilang mga katangian. At pagkatapos ay magsisimula kaming ilarawan ang kanilang praktikal na aplikasyon.
Malakas at mahinang electrolyte
Ang bawat sangkap ay nakikipag-ugnayan sa tubig nang paisa-isa. Ang ilan ay natutunaw nang maayos sa loob nito (halimbawa, table salt), habang ang iba ay hindi natutunaw sa lahat (halimbawa, chalk). Kaya, ang lahat ng mga sangkap ay nahahati sa malakas at mahina electrolytes. Ang huli ay mga sangkap na hindi mahusay na nakikipag-ugnayan sa tubig at tumira sa ilalim ng solusyon. Nangangahulugan ito na mayroon silang napakababang antas ng dissociation at mataas na enerhiya ng bono, na hindi pinapayagan ang molecule na maghiwa-hiwalay sa mga constituent ions nito sa ilalim ng normal na mga kondisyon. Ang dissociation ng mahinang electrolytes ay nangyayari alinman sa napakabagal o sa pagtaas ng temperatura at konsentrasyon ng sangkap na ito sa solusyon.
Pag-usapan natin ang malakas na electrolytes. Kabilang dito ang lahat ng natutunaw na asin, pati na rin ang mga malakas na acid at alkalis. Madali silang masira sa mga ion at napakahirap kolektahin sa pag-ulan. Ang kasalukuyang sa electrolytes, sa pamamagitan ng paraan, ay isinasagawa nang tumpak salamat sa mga ions na nakapaloob sa solusyon. Samakatuwid, ang mga malakas na electrolyte ay nagsasagawa ng kasalukuyang pinakamahusay. Mga halimbawa ng huli: mga malakas na acid, alkalis, mga natutunaw na asing-gamot.
Mga salik na nakakaimpluwensya sa pag-uugali ng mga electrolyte
Ngayon alamin natin kung paano nakakaapekto ang mga pagbabago sa panlabas na kapaligiran Ang Konsentrasyon ay direktang nakakaapekto sa antas ng paghihiwalay ng electrolyte. Bukod dito, ang relasyon na ito ay maaaring ipahayag sa matematika. Ang batas na naglalarawan sa relasyong ito ay tinatawag na Ostwald's dilution law at isinulat tulad ng sumusunod: a = (K / c) 1/2. Narito ang a ay ang antas ng dissociation (kinuha sa mga fraction), ang K ay ang dissociation constant, naiiba para sa bawat substance, at c ay ang konsentrasyon ng electrolyte sa solusyon. Gamit ang formula na ito, marami kang matututuhan tungkol sa isang substance at ang pag-uugali nito sa solusyon.
Ngunit lumihis kami sa paksa. Bilang karagdagan sa konsentrasyon, ang antas ng dissociation ay apektado din ng temperatura ng electrolyte. Para sa karamihan ng mga sangkap, ang pagtaas nito ay nagpapataas ng solubility at aktibidad ng kemikal. Ito ay tiyak kung ano ang maaaring ipaliwanag ang paglitaw ng ilang mga reaksyon lamang sa mataas na temperatura. Sa ilalim ng normal na mga kondisyon, ang mga ito ay napakabagal o sa parehong direksyon (ang prosesong ito ay tinatawag na mababalik).
Sinuri namin ang mga salik na tumutukoy sa pag-uugali ng isang sistema tulad ng isang electrolyte solution. Ngayon ay lumipat tayo sa praktikal na aplikasyon ng mga ito, nang walang pag-aalinlangan, napakahalagang mga kemikal.
Pang-industriya na gamit
Siyempre, narinig ng lahat ang salitang "electrolyte" na may kaugnayan sa mga baterya. Gumagamit ang kotse ng mga lead-acid na baterya, ang electrolyte kung saan mayroong 40% sulfuric acid. Upang maunawaan kung bakit kailangan ang sangkap na ito doon, sulit na maunawaan ang mga tampok ng pagpapatakbo ng mga baterya.
Kaya ano ang prinsipyo ng pagpapatakbo ng anumang baterya? Sumasailalim sila sa isang mababalik na reaksyon ng pag-convert ng isang sangkap sa isa pa, bilang isang resulta kung saan ang mga electron ay pinakawalan. Kapag nagcha-charge ng baterya, nangyayari ang interaksyon ng mga substance na hindi nangyayari sa ilalim ng normal na mga kondisyon. Ito ay maaaring isipin bilang ang akumulasyon ng kuryente sa isang sangkap bilang resulta ng isang kemikal na reaksyon. Sa panahon ng paglabas, magsisimula ang reverse transformation, na humahantong sa system sa paunang estado. Ang dalawang prosesong ito na magkasama ay bumubuo ng isang cycle ng charge-discharge.
Tingnan natin ang proseso sa itaas gamit ang isang partikular na halimbawa - isang lead-acid na baterya. Tulad ng maaari mong hulaan, ang kasalukuyang pinagmumulan na ito ay binubuo ng isang elemento na naglalaman ng lead (pati na rin ang lead dioxide PbO 2) at acid. Ang anumang baterya ay binubuo ng mga electrodes at ang espasyo sa pagitan ng mga ito, na puno ng electrolyte. Bilang ang huli, tulad ng nalaman na natin, sa ating halimbawa ay gumagamit tayo ng sulfuric acid na may konsentrasyon na 40 porsiyento. Ang cathode ng naturang baterya ay gawa sa lead dioxide, at ang anode ay binubuo ng purong lead. Ang lahat ng ito ay dahil ang iba't ibang nababaligtad na mga reaksyon ay nagaganap sa dalawang electrodes na ito na may partisipasyon ng mga ions kung saan ang acid ay naghiwalay:
- PbO 2 + SO 4 2- + 4H + + 2e - = PbSO 4 + 2H 2 O (reaksyon na nagaganap sa negatibong elektrod - katod).
- Pb + SO 4 2- - 2e - = PbSO 4 (Reaksyon na nagaganap sa positibong elektrod - anode).
Kung babasahin natin ang mga reaksyon mula kaliwa hanggang kanan, nakakakuha tayo ng mga prosesong nagaganap kapag na-discharge ang baterya, at kung mula kanan pakaliwa, nakakakuha tayo ng mga prosesong nagaganap kapag na-charge ang baterya. Sa bawat isa sa mga reaksyong ito, ang mga reaksyong ito ay magkakaiba, ngunit ang mekanismo ng kanilang paglitaw ay karaniwang inilarawan sa parehong paraan: dalawang proseso ang nangyayari, sa isa kung saan ang mga electron ay "nasisipsip", at sa isa pa, sa kabaligtaran, sila ay " umalis ka”. Ang pinakamahalagang bagay ay ang bilang ng mga electron na hinihigop ay katumbas ng bilang ng mga electron na inilabas.
Sa totoo lang, bukod sa mga baterya, maraming mga aplikasyon para sa mga sangkap na ito. Sa pangkalahatan, ang mga electrolyte, mga halimbawa na ibinigay namin, ay isang butil lamang ng iba't ibang mga sangkap na pinagsama sa ilalim ng terminong ito. Pinapalibutan nila tayo sa lahat ng dako, kahit saan. Narito, halimbawa, ang katawan ng tao. Sa palagay mo ba ay wala ang mga sangkap na ito? Masyado kang nagkakamali. Ang mga ito ay matatagpuan sa lahat ng dako sa atin, at ang pinakamalaking halaga ay binubuo ng mga electrolyte ng dugo. Kabilang dito, halimbawa, ang mga iron ions, na bahagi ng hemoglobin at tumutulong sa pagdadala ng oxygen sa mga tisyu ng ating katawan. Ang mga electrolyte ng dugo ay gumaganap din ng isang mahalagang papel sa pag-regulate ng balanse ng tubig-asin at paggana ng puso. Ang function na ito ay ginagampanan ng potassium at sodium ions (mayroong kahit isang proseso na nangyayari sa mga cell na tinatawag na potassium-sodium pump).
Ang anumang mga sangkap na maaari mong matunaw kahit kaunti ay mga electrolytes. At walang sangay ng industriya o ating buhay kung saan hindi ginagamit ang mga ito. Ito ay hindi lamang mga baterya ng kotse at mga baterya. Ito ay anumang kemikal at produksyon ng pagkain, pabrika ng militar, pabrika ng damit, at iba pa.
Ang komposisyon ng electrolyte, sa pamamagitan ng paraan, ay nag-iiba. Kaya, ang acidic at alkaline electrolytes ay maaaring makilala. Ang mga ito sa panimula ay naiiba sa kanilang mga katangian: tulad ng nasabi na natin, ang mga acid ay mga donor ng proton, at ang mga alkali ay mga acceptor. Ngunit sa paglipas ng panahon, ang komposisyon ng electrolyte ay nagbabago dahil sa pagkawala ng bahagi ng sangkap;
Nakatagpo namin sila araw-araw, ngunit kakaunti ang nakakaalam ng eksaktong kahulugan ng naturang termino bilang electrolytes. Tumingin kami sa mga halimbawa ng mga partikular na sangkap, kaya lumipat tayo sa bahagyang mas kumplikadong mga konsepto.
Mga pisikal na katangian ng electrolytes
Ngayon tungkol sa pisika. Ang pinakamahalagang bagay na dapat maunawaan kapag pinag-aaralan ang paksang ito ay kung paano ipinapadala ang kasalukuyang sa mga electrolyte. Ang mga ion ay may mahalagang papel dito. Ang mga naka-charge na particle na ito ay maaaring maglipat ng singil mula sa isang bahagi ng solusyon patungo sa isa pa. Kaya, ang mga anion ay palaging may posibilidad sa positibong elektrod, at mga cation - sa negatibo. Kaya, sa pamamagitan ng pagkilos sa solusyon na may electric current, pinaghihiwalay namin ang mga singil sa iba't ibang panig ng system.
Ang isang napaka-kagiliw-giliw na pisikal na katangian ay density. Maraming mga katangian ng mga compound na tinatalakay natin ang nakasalalay dito. At madalas na lumalabas ang tanong: "Paano dagdagan ang density ng electrolyte?" Sa katunayan, ang sagot ay simple: ito ay kinakailangan upang bawasan ang nilalaman ng tubig sa solusyon. Dahil ang density ng electrolyte ay higit na tinutukoy, higit sa lahat ay nakasalalay sa konsentrasyon ng huli. Mayroong dalawang paraan upang ipatupad ang iyong plano. Ang una ay medyo simple: pakuluan ang electrolyte na nakapaloob sa baterya. Upang gawin ito, kailangan mong singilin ito upang ang temperatura sa loob ay tumaas sa itaas lamang ng isang daang degrees Celsius. Kung ang pamamaraang ito ay hindi makakatulong, huwag mag-alala, mayroong isa pa: palitan lamang ang lumang electrolyte ng bago. Upang gawin ito, kailangan mong alisan ng tubig ang lumang solusyon, linisin ang mga loob mula sa natitirang sulfuric acid na may distilled water, at pagkatapos ay punan ang isang bagong bahagi. Bilang isang patakaran, ang mga de-kalidad na solusyon sa electrolyte ay agad na may nais na konsentrasyon. Pagkatapos ng kapalit, maaari mong kalimutan sa loob ng mahabang panahon ang tungkol sa kung paano dagdagan ang density ng electrolyte.
Ang komposisyon ng electrolyte ay higit na tumutukoy sa mga katangian nito. Ang mga katangian tulad ng electrical conductivity at density, halimbawa, ay lubos na nakadepende sa likas na katangian ng solute at sa konsentrasyon nito. Mayroong isang hiwalay na tanong tungkol sa kung gaano karaming electrolyte ang maaaring maglaman ng isang baterya. Sa katunayan, ang dami nito ay direktang nauugnay sa ipinahayag na kapangyarihan ng produkto. Ang mas maraming sulfuric acid sa loob ng baterya, mas malakas ito, ibig sabihin, mas maraming boltahe ang magagawa nito.
Saan ito magiging kapaki-pakinabang?
Kung ikaw ay isang mahilig sa kotse o interesado lamang sa mga kotse, kung gayon ikaw mismo ang naiintindihan ang lahat. Tiyak na alam mo na kung paano matukoy kung gaano karaming electrolyte ang nasa baterya ngayon. At kung malayo ka sa mga kotse, kung gayon ang kaalaman sa mga katangian ng mga sangkap na ito, ang kanilang paggamit at kung paano sila nakikipag-ugnayan sa isa't isa ay hindi magiging labis. Alam mo ito, hindi ka malito kung hihilingin sa iyo na sabihin kung ano ang electrolyte sa baterya. Bagaman, kahit na hindi ka mahilig sa kotse, ngunit mayroon kang kotse, kung gayon ang kaalaman sa istraktura ng baterya ay hindi magiging labis at makakatulong sa iyo sa pag-aayos. Ito ay magiging mas madali at mas mura na gawin ang lahat ng iyong sarili kaysa sa pumunta sa isang auto center.
At para mas mapag-aralan ang paksang ito, inirerekomenda namin ang pagbabasa ng chemistry textbook para sa paaralan at unibersidad. Kung alam mo nang mabuti ang agham na ito at nakapagbasa ng sapat na mga aklat-aralin, ang pinakamagandang opsyon ay ang "Mga Kasalukuyang Pinagmumulan ng Kemikal" ni Varypaev. Ang buong teorya ng pagpapatakbo ng mga baterya, iba't ibang mga baterya at mga cell ng hydrogen ay nakabalangkas doon nang detalyado.
Konklusyon
Dumating na tayo sa dulo. I-summarize natin. Sa itaas ay tinalakay namin ang lahat ng bagay na nauugnay sa isang konsepto tulad ng mga electrolyte: mga halimbawa, teorya ng istraktura at mga katangian, pag-andar at aplikasyon. Muli, nararapat na sabihin na ang mga compound na ito ay bahagi ng ating buhay, kung wala ang ating mga katawan at lahat ng mga lugar ng industriya ay hindi maaaring umiral. Naaalala mo ba ang tungkol sa mga electrolyte ng dugo? Salamat sa kanila nabubuhay tayo. Paano ang mga sasakyan natin? Sa kaalamang ito, maaari naming ayusin ang anumang problema na may kaugnayan sa baterya, dahil naiintindihan na namin ngayon kung paano dagdagan ang density ng electrolyte sa loob nito.
Imposibleng sabihin ang lahat, at hindi kami nagtakda ng ganoong layunin. Pagkatapos ng lahat, hindi lang ito ang masasabi tungkol sa mga kamangha-manghang sangkap na ito.
Mahinang electrolytes- mga sangkap na bahagyang naghihiwalay sa mga ion. Ang mga solusyon ng mahinang electrolyte ay naglalaman ng mga hindi magkakahiwalay na molekula kasama ng mga ion. Ang mga mahihinang electrolyte ay hindi makakagawa ng mataas na konsentrasyon ng mga ion sa solusyon. Ang mga mahihinang electrolyte ay kinabibilangan ng:
1) halos lahat ng mga organikong acid (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH, atbp.);
2) ilang mga inorganic acid (H 2 CO 3, H 2 S, atbp.);
3) halos lahat ng asin, base at ammonium hydroxide Ca 3 (PO 4) 2 na bahagyang natutunaw sa tubig; Cu(OH) 2 ; Al(OH) 3 ; NH 4 OH;
Nagsasagawa sila ng kuryente nang hindi maganda (o halos hindi lahat).
Ang mga konsentrasyon ng mga ion sa mga solusyon ng mahinang electrolyte ay husay na nailalarawan sa antas at pare-pareho ng dissociation.
Ang antas ng dissociation ay ipinahayag sa mga fraction ng isang yunit o bilang isang porsyento (a = 0.3 ay ang kumbensyonal na hangganan para sa paghahati sa malakas at mahina electrolytes).
Ang antas ng dissociation ay depende sa konsentrasyon ng mahinang electrolyte solution. Kapag natunaw ng tubig, palaging tumataas ang antas ng dissociation, dahil ang bilang ng mga solvent molecule (H 2 O) sa bawat solute molecule ay tumataas. Ayon sa prinsipyo ng Le Chatelier, ang equilibrium ng electrolytic dissociation sa kasong ito ay dapat lumipat sa direksyon ng pagbuo ng mga produkto, i.e. hydrated ions.
Ang antas ng electrolytic dissociation ay depende sa temperatura ng solusyon. Karaniwan, habang tumataas ang temperatura, tumataas ang antas ng dissociation, dahil Ang mga bono sa mga molekula ay isinaaktibo, nagiging mas mobile ang mga ito at mas madaling mag-ionize. Ang konsentrasyon ng mga ion sa isang mahinang solusyon sa electrolyte ay maaaring kalkulahin sa pamamagitan ng pag-alam sa antas ng dissociation a at paunang konsentrasyon ng sangkap c sa solusyon.
HAn = H + + An - .
Ang equilibrium constant K p ng reaksyong ito ay ang dissociation constant K d:
K d = . / . (10.11)
Kung ipinahayag namin ang mga konsentrasyon ng balanse sa mga tuntunin ng konsentrasyon ng mahina na electrolyte C at ang antas ng dissociation α, nakukuha namin:
K d = C. α. S. α/S. (1-α) = C. α 2 /1-α. (10.12)
Ang relasyong ito ay tinatawag Batas ng pagbabanto ni Ostwald. Para sa napakahina na mga electrolyte sa α<<1 это уравнение упрощается:
K d = C. α 2. (10.13)
Ito ay nagbibigay-daan sa amin upang tapusin na sa walang katapusang pagbabanto ang antas ng dissociation α ay may gawi sa pagkakaisa.
Protolytic equilibrium sa tubig:
,
,
Sa isang pare-parehong temperatura sa mga dilute na solusyon, ang konsentrasyon ng tubig sa tubig ay pare-pareho at katumbas ng 55.5, ( 
)
, (10.15)
kung saan ang K in ay ang ionic na produkto ng tubig.
Pagkatapos = 10 -7. Sa pagsasagawa, dahil sa kaginhawahan ng pagsukat at pagtatala, ang halaga na ginamit ay ang hydrogen index, (criterion) ng lakas ng isang acid o base. Sa pamamagitan ng pagkakatulad 
.
Mula sa equation (11.15): 
.
Sa pH=7 - ang reaksyon ng solusyon ay neutral, sa pH<7 – кислая, а при pH>7 – alkalina.
Sa ilalim ng normal na kondisyon (0°C):
, Pagkatapos
Figure 10.4 - pH ng iba't ibang mga sangkap at sistema
10.7 Malakas na solusyon sa electrolyte
Ang mga malakas na electrolyte ay mga sangkap na, kapag natunaw sa tubig, halos ganap na nawasak sa mga ion. Bilang isang patakaran, ang mga malakas na electrolyte ay kinabibilangan ng mga sangkap na may ionic o mataas na polar na mga bono: lahat ng lubos na natutunaw na mga asing-gamot, malakas na acids (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) at malakas na base (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH) 2, Sr(OH) 2, Ca(OH) 2).
Sa isang malakas na solusyon ng electrolyte, ang solute ay matatagpuan pangunahin sa anyo ng mga ions (cations at anions); ang mga di-naghihiwalay na molekula ay halos wala.
Ang pangunahing pagkakaiba sa pagitan ng malakas na electrolytes at mahina ay ang dissociation equilibrium ng malakas na electrolytes ay ganap na inilipat sa kanan:
H 2 SO 4 = H + + HSO 4 - ,
at samakatuwid ang equilibrium (dissociation) na pare-pareho ay lumalabas na isang hindi tiyak na dami. Ang pagbaba sa electrical conductivity na may pagtaas ng konsentrasyon ng isang malakas na electrolyte ay dahil sa electrostatic interaction ng mga ions.
Ang Dutch scientist na si Petrus Josephus Wilhelmus Debye at ang German scientist na si Erich Hückel, na nagmungkahi ng isang modelo na naging batayan ng teorya ng malakas na electrolytes, ay nagpostulate:
1) ang electrolyte ganap na dissociates, ngunit sa medyo dilute solusyon (C M = 0.01 mol. l -1);
2) ang bawat ion ay napapalibutan ng isang shell ng mga ion ng kabaligtaran na tanda. Sa turn, ang bawat isa sa mga ions na ito ay natunaw. Ang kapaligirang ito ay tinatawag na isang ionic na kapaligiran. Sa panahon ng pakikipag-ugnayan ng electrolytic ng mga ions ng kabaligtaran na mga palatandaan, kinakailangang isaalang-alang ang impluwensya ng ionic na kapaligiran. Kapag ang isang cation ay gumagalaw sa isang electrostatic field, ang ionic na kapaligiran ay deformed; kumapal ito sa harap niya at pumayat sa likod niya. Ang kawalaan ng simetrya ng ionic na kapaligiran ay may higit na nakakapigil na epekto sa paggalaw ng kation, mas mataas ang konsentrasyon ng mga electrolyte at mas malaki ang singil ng mga ion. Sa mga sistemang ito ang konsepto ng konsentrasyon ay nagiging malabo at dapat mapalitan ng aktibidad. Para sa isang binary single-charge electrolyte KatAn = Kat + + An - ang mga aktibidad ng cation (a +) at anion (a -) ay pantay-pantay.
a + = γ + . C + , a - = γ - . C - , (10.16)
kung saan ang C + at C - ay ang analytical concentrations ng cation at anion, ayon sa pagkakabanggit;
Ang γ + at γ - ay ang kanilang mga koepisyent ng aktibidad.
|
Imposibleng matukoy ang aktibidad ng bawat ion nang hiwalay, samakatuwid, para sa mga single-charge na electrolyte, ginagamit ang mga geometric na halaga ng mga aktibidad.
at mga koepisyent ng aktibidad:
Ang koepisyent ng aktibidad ng Debye-Hückel ay nakadepende man lang sa temperatura, dielectric na pare-pareho ng solvent (ε), at lakas ng ionic (I); ang huli ay nagsisilbing sukatan ng intensity ng electric field na nilikha ng mga ion sa solusyon.
Para sa isang ibinigay na electrolyte, ang lakas ng ionic ay ipinahayag ng Debye-Hückel equation:
Ang lakas ng ionic naman ay katumbas ng
kung saan ang C ay ang analytical concentration;
z ay ang singil ng cation o anion.
Para sa isang singly charged electrolyte, ang lakas ng ionic ay tumutugma sa konsentrasyon. Kaya, ang NaCl at Na 2 SO 4 sa parehong mga konsentrasyon ay magkakaroon ng magkakaibang lakas ng ionic. Ang paghahambing ng mga katangian ng mga solusyon ng malakas na electrolytes ay maaaring isagawa lamang kapag ang mga lakas ng ionic ay pareho; kahit na ang maliliit na impurities ay kapansin-pansing nagbabago sa mga katangian ng electrolyte.
Figure 10.5 - Dependency
Ang electrolyte dissociation ay quantitatively characterized sa pamamagitan ng antas ng dissociation. Dissociation degree a–ito ang ratio ng bilang ng mga molekula na nahiwalay sa mga ion N diss.,sa kabuuang bilang ng mga molekula ng dissolved electrolyte N :
a =
a– ang fraction ng mga electrolyte molecule na nasira sa mga ions.
Ang antas ng electrolyte dissociation ay nakasalalay sa maraming mga kadahilanan: ang likas na katangian ng electrolyte, ang likas na katangian ng solvent, ang konsentrasyon ng solusyon, at temperatura.
Batay sa kanilang kakayahang mag-dissociate, ang mga electrolyte ay karaniwang nahahati sa malakas at mahina. Ang mga electrolyte na umiiral sa solusyon lamang sa anyo ng mga ions ay karaniwang tinatawag malakas . Ang mga electrolyte, na sa isang natunaw na estado ay bahagyang nasa anyo ng mga molekula at bahagyang nasa anyo ng mga ion, ay tinatawag na mahina .
Ang malalakas na electrolyte ay kinabibilangan ng halos lahat ng mga asin, ilang mga acid: H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HI, HClO 4, hydroxides ng alkali at alkaline earth metals (tingnan ang apendiks, talahanayan 6).
Ang proseso ng dissociation ng malakas na electrolytes ay patuloy na nakumpleto:
HNO 3 = H + + NO 3 - , NaOH = Na + + OH - ,
at ang mga pantay na palatandaan ay inilalagay sa mga equation ng dissociation.
May kaugnayan sa malakas na electrolytes, ang konsepto ng "degree of dissociation" ay may kondisyon. " Ang maliwanag na antas ng paghihiwalay (a bawat isa) sa ibaba ng totoo (tingnan ang apendiks, talahanayan 6). Sa pagtaas ng konsentrasyon ng isang malakas na electrolyte sa isang solusyon, ang pakikipag-ugnayan ng mga oppositely charged ions ay tumataas. Kapag sapat na malapit sa isa't isa, bumubuo sila ng mga kasama. Ang mga ions sa kanila ay pinaghihiwalay ng mga layer ng polar water molecule na nakapalibot sa bawat ion. Nakakaapekto ito sa pagbaba sa electrical conductivity ng solusyon, i.e. ang epekto ng hindi kumpletong paghihiwalay ay nalilikha.
Upang isaalang-alang ang epektong ito, ipinakilala ang isang koepisyent ng aktibidad na g, na bumababa sa pagtaas ng konsentrasyon ng solusyon, na nag-iiba mula 0 hanggang 1. Upang ilarawan ang dami ng mga katangian ng mga solusyon ng malalakas na electrolytes, isang dami na tinatawag aktibidad (a).
Ang aktibidad ng isang ion ay nauunawaan bilang epektibong konsentrasyon nito, ayon sa kung saan ito kumikilos sa mga reaksiyong kemikal.
Aktibidad ng ion ( a) ay katumbas ng konsentrasyon ng molar nito ( SA), pinarami ng koepisyent ng aktibidad (g):
A = g SA.
Ang paggamit ng aktibidad sa halip na konsentrasyon ay nagbibigay-daan sa isa na ilapat sa mga solusyon ang mga batas na itinatag para sa mga ideal na solusyon.
Kabilang sa mga mahihinang electrolyte ang ilang mga mineral na acid (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, H 3 PO 4) at karamihan sa mga organikong acid (CH 3 COOH, H 2 C 2 O 4, atbp.) , ammonium hydroxide NH 4 OH at lahat ng mga base na bahagyang natutunaw sa tubig, mga organikong amin.
Ang dissociation ng mahina electrolytes ay nababaligtad. Sa mga solusyon ng mahinang electrolyte, ang isang ekwilibriyo ay itinatag sa pagitan ng mga ion at hindi magkahiwalay na mga molekula. Sa kaukulang mga equation ng dissociation, inilalagay ang reversibility sign (“”). Halimbawa, ang equation ng dissociation para sa mahinang acetic acid ay nakasulat tulad ng sumusunod:
CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .
Sa isang solusyon ng mahinang binary electrolyte ( CA) ang sumusunod na ekwilibriyo ay naitatag, na nailalarawan sa pamamagitan ng isang pare-parehong ekwilibriyo na tinatawag na dissociation constant SA d:
KA « K ++ A - ,
.
Kung ang 1 litro ng solusyon ay natunaw SA moles ng electrolyte CA at ang antas ng paghihiwalay ay a, na nangangahulugang dissociated aС moles ng electrolyte at nabuo ang bawat ion aС mga nunal. Sa hindi pinaghihiwalay na estado ay nananatili ( SA – aС) mga nunal CA.
KA « K ++ A - .
C – aС aС aС
Kung gayon ang dissociation constant ay magiging katumbas ng:
(6.1)
Dahil ang dissociation constant ay hindi nakasalalay sa konsentrasyon, ang nagmula na relasyon ay nagpapahayag ng dependence ng antas ng dissociation ng isang mahinang binary electrolyte sa konsentrasyon nito. Mula sa equation (6.1) malinaw na ang pagbaba sa konsentrasyon ng isang mahinang electrolyte sa isang solusyon ay humahantong sa isang pagtaas sa antas ng paghihiwalay nito. Ang equation (6.1) ay nagpapahayag Batas ng pagbabanto ni Ostwald .
Para sa napakahina na mga electrolyte (sa a<<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:
SA d isang 2 C, o a" (6.2)
Ang dissociation constant para sa bawat electrolyte ay pare-pareho sa isang naibigay na temperatura, hindi ito nakasalalay sa konsentrasyon ng solusyon at nailalarawan ang kakayahan ng electrolyte na maghiwa-hiwalay sa mga ions. Ang mas mataas na Kd, mas ang electrolyte ay naghihiwalay sa mga ion. Ang mga dissociation constants ng mahinang electrolytes ay naka-tabulate (tingnan ang apendiks, talahanayan 3).
Malakas at mahinang electrolyte
Sa mga solusyon ng ilang electrolytes, isang bahagi lamang ng mga molekula ang naghihiwalay. Upang quantitatively characterize ang lakas ng electrolyte, ang konsepto ng antas ng dissociation ay ipinakilala. Ang ratio ng bilang ng mga molekula na nahiwalay sa mga ion sa kabuuang bilang ng mga molekula ng solute ay tinatawag na antas ng dissociation a.
kung saan ang C ay ang konsentrasyon ng mga dissociated molecule, mol/l;
Ang C 0 ay ang paunang konsentrasyon ng solusyon, mol/l.
Ayon sa antas ng dissociation, ang lahat ng electrolytes ay nahahati sa malakas at mahina. Kabilang sa mga malalakas na electrolyte ang mga may antas ng dissociation ay higit sa 30% (a > 0.3). Kabilang dito ang:
· malakas na acids (H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI);
· natutunaw na hydroxides, maliban sa NH 4 OH;
· natutunaw na mga asing-gamot.
Ang electrolytic dissociation ng malakas na electrolytes ay hindi maibabalik
HNO 3 ® H + + NO - 3 .
Ang mga mahihinang electrolyte ay may antas ng dissociation na mas mababa sa 2% (a< 0,02). К ним относятся:
· mahina inorganic acids (H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, HCN, H 2 SiO 3, atbp.) at lahat ng organic, halimbawa, acetic acid (CH 3 COOH);
· hindi matutunaw hydroxides, pati na rin ang natutunaw hydroxide NH 4 OH;
· hindi matutunaw na mga asin.
Ang mga electrolyte na may mga intermediate na halaga ng antas ng dissociation ay tinatawag na mga electrolyte ng katamtamang lakas.
Ang antas ng paghihiwalay (a) ay nakasalalay sa mga sumusunod na salik:
sa likas na katangian ng electrolyte, iyon ay, sa uri ng mga bono ng kemikal; pinakamadaling nangyayari ang dissociation sa lugar ng pinakapolar bond;
mula sa likas na katangian ng solvent - mas polar ang huli, mas madali ang proseso ng dissociation na nangyayari sa loob nito;
mula sa temperatura - ang pagtaas ng temperatura ay nagpapabuti sa dissociation;
sa konsentrasyon ng solusyon - kapag ang solusyon ay natunaw, ang dissociation ay tumataas din.
Bilang isang halimbawa ng pag-asa ng antas ng dissociation sa likas na katangian ng mga bono ng kemikal, isaalang-alang ang dissociation ng sodium hydrogen sulfate (NaHSO 4), ang molekula na naglalaman ng mga sumusunod na uri ng mga bono: 1-ionic; 2 - polar covalent; 3 - ang bono sa pagitan ng sulfur at oxygen atoms ay low-polar. Ang pagkasira ay nangyayari nang pinakamadaling sa lugar ng ionic bond (1):
| Na 1 O 3 O S 3 H 2 O O | 1. NaHSO 4 ® Na + + HSO - 4, 2. pagkatapos ay sa lugar ng isang polar bond na mas mababang antas: HSO - 4 ® H + + SO 2 - 4. |
3. Ang acid residue ay hindi naghihiwalay sa mga ion.
Ang antas ng electrolyte dissociation ay lubos na nakasalalay sa likas na katangian ng solvent. Halimbawa, ang HCl ay malakas na naghihiwalay sa tubig, hindi gaanong malakas sa ethanol C 2 H 5 OH, at halos hindi naghihiwalay sa benzene, kung saan halos hindi ito nagsasagawa ng electric current. Ang mga solvent na may mataas na dielectric constant (e) ay nagpo-polarize sa mga molekula ng solute at bumubuo ng mga solvated (hydrated) na ion kasama ng mga ito. Sa 25 0 C e(H 2 O) = 78.5, e(C 2 H 5 OH) = 24.2, e(C 6 H 6) = 2.27.
CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .
Sa mga solusyon ng mahinang electrolytes, ang proseso ng dissociation ay nangyayari nang baligtad at, samakatuwid, ang mga batas ng kemikal na ekwilibriyo ay nalalapat sa ekwilibriyo sa solusyon sa pagitan ng mga molekula at mga ion. Kaya, para sa dissociation ng acetic acid
Ang equilibrium constant Kc ay matutukoy bilang
K c = K d = CCH 3 COO - · C H + / CCH 3 COOH.
Ang equilibrium constant (K c) para sa proseso ng dissociation ay tinatawag na dissociation constant (K d). Ang halaga nito ay nakasalalay sa likas na katangian ng electrolyte, solvent at temperatura, ngunit hindi ito nakasalalay sa konsentrasyon ng electrolyte sa solusyon. Ang dissociation constant ay isang mahalagang katangian ng mahinang electrolytes, dahil ito ay nagpapahiwatig ng lakas ng kanilang mga molekula sa solusyon. Ang mas maliit ang dissociation constant, mas mahina ang electrolyte dissociates at mas matatag ang mga molekula nito. Isinasaalang-alang na ang antas ng dissociation, sa kaibahan sa dissociation constant, ay nagbabago sa konsentrasyon ng solusyon, ito ay kinakailangan upang mahanap ang relasyon sa pagitan ng K d at a. Kung ang paunang konsentrasyon ng solusyon ay kinuha na katumbas ng C, at ang antas ng dissociation na tumutugma sa konsentrasyon na ito ay a, kung gayon ang bilang ng mga dissociated molecule ng acetic acid ay magiging katumbas ng isang · C. Dahil
CCH 3 COO - = C H + = a C,
kung gayon ang konsentrasyon ng mga hindi natutunaw na molekula ng acetic acid ay magiging katumbas ng (C - a · C) o C(1- a · C). Mula dito
K d = aС · a С /(С - a · С) = a 2 С / (1- a). (1)<<1, то приближенно К @ a 2 С и
Ang equation (1) ay nagpapahayag ng batas ng pagbabanto ng Ostwald. Para sa mahinang electrolytes a
Tulad ng makikita mula sa formula (2), na may pagbaba sa konsentrasyon ng electrolyte solution (kapag natunaw), ang antas ng dissociation ay tumataas.
Ang mga mahihinang electrolyte ay naghihiwalay sa mga yugto, halimbawa:
Unang yugto H 2 CO 3 « H ++ HCO - 3,
Stage 2 HCO - 3 « H ++ CO 2 - 3 .
Ang ganitong mga electrolyte ay nailalarawan sa pamamagitan ng ilang mga constants, depende sa bilang ng mga yugto ng agnas sa mga ions. Para sa carbonic acid
K 1 = CH + CHCO - 2 / CH 2 CO 3 = 4.45 × 10 -7; K 2 = CH + · CCO 2- 3 / CHCO - 3 = 4.7 × 10 -11.
Tulad ng makikita, ang agnas sa mga carbonic acid ions ay pangunahing tinutukoy ng unang yugto, at ang pangalawa ay maaari lamang lumitaw kapag ang solusyon ay lubos na natunaw.
Ang kabuuang equilibrium ng H 2 CO 3 « 2H + + CO 2 - 3 ay tumutugma sa kabuuang dissociation constant
K d = C 2 n + · CCO 2- 3 / CH 2 CO 3.
Ang mga dami ng K 1 at K 2 ay nauugnay sa bawat isa sa pamamagitan ng kaugnayan
K d = K 1 · K 2.
Ang mga base ng polyvalent metal ay naghihiwalay sa katulad na hakbang na paraan. Halimbawa, dalawang yugto ng dissociation ng tansong hydroxide
Cu(OH) 2 « CuOH + + OH - ,
CuOH + « Cu 2+ + OH -
tumutugma sa mga constant ng dissociation
K 1 = СCuOH + · СОН - / СCu(OH) 2 at К 2 = Сcu 2+ · СОН - / СCuOH + .
Dahil ang malalakas na electrolyte ay ganap na nahiwalay sa solusyon, ang mismong terminong dissociation constant para sa kanila ay walang kahulugan.
Dissociation ng iba't ibang klase ng electrolytes
Mula sa punto ng view ng teorya ng electrolytic dissociation acid ay isang substance na ang dissociation ay gumagawa lamang ng hydrated hydrogen ion H3O (o simpleng H+) bilang isang cation.
Ang batayan ay isang sangkap na, sa isang may tubig na solusyon, ay bumubuo ng mga hydroxide ions na OH - at walang iba pang mga anion - bilang isang anion.
Ayon sa teorya ni Brønsted, ang acid ay isang proton donor at ang base ay isang proton acceptor.
Ang lakas ng mga base, tulad ng lakas ng mga acid, ay nakasalalay sa halaga ng dissociation constant. Ang mas malaki ang dissociation constant, mas malakas ang electrolyte.
May mga hydroxides na maaaring makipag-ugnayan at bumuo ng mga asing-gamot hindi lamang sa mga acid, kundi pati na rin sa mga base. Ang ganitong mga hydroxides ay tinatawag amphoteric. Kabilang dito ang Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Sn(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Cr(OH) 3 , Al(OH) 3. Ang kanilang mga pag-aari ay dahil sa ang katunayan na ang mga ito ay mahina na naghihiwalay bilang mga acid at bilang mga base
H + + RO - « ROH « R + + OH -.
Ang equilibrium na ito ay ipinaliwanag sa pamamagitan ng katotohanan na ang lakas ng bono sa pagitan ng metal at oxygen ay bahagyang naiiba sa lakas ng bono sa pagitan ng oxygen at hydrogen. Samakatuwid, kapag ang beryllium hydroxide ay tumutugon sa hydrochloric acid, ang beryllium chloride ay nakuha
Be(OH) 2 + HCl = BeCl 2 + 2H 2 O,
at kapag nakikipag-ugnayan sa sodium hydroxide - sodium beryllate
Be(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 BeO 2 + 2H 2 O.
Mga asin ay maaaring tukuyin bilang mga electrolyte na naghihiwalay sa solusyon upang bumuo ng mga kasyon maliban sa mga hydrogen cation at anion maliban sa mga hydroxide ions.
Mga katamtamang asin, nakuha sa pamamagitan ng ganap na pagpapalit ng mga hydrogen ions ng kaukulang mga acid na may mga metal cations (o NH + 4), ganap na ihiwalay ang Na 2 SO 4 « 2Na + + SO 2- 4.
Mga acid na asin maghiwalay nang hakbang-hakbang
1 yugto NaHSO 4 « Na + + HSO - 4 ,
2nd stage HSO - 4 « H + + SO 2- 4 .
Ang antas ng dissociation sa 1st step ay mas malaki kaysa sa 2nd step, at kung mas mahina ang acid, mas mababa ang antas ng dissociation sa 2nd step.
Mga pangunahing asin nakuha sa pamamagitan ng hindi kumpletong pagpapalit ng mga hydroxide ions na may mga residue ng acid, na naghihiwalay din sa mga yugto:
Unang yugto (CuОH) 2 SO 4 « 2 CuОH + + SO 2- 4,
Stage 2 CuОH + « Cu 2+ + OH - .
Ang mga pangunahing asin ng mahihinang base ay naghihiwalay pangunahin sa unang hakbang.
Mga kumplikadong asin, naglalaman ng isang kumplikadong kumplikadong ion na nagpapanatili ng katatagan nito kapag natunaw, naghihiwalay sa isang kumplikadong ion at mga panlabas na globo na mga ion
K 3 « 3K ++ 3 - ,
SO 4 « 2+ + SO 2 - 4 .
Sa gitna ng complex ion ay isang complexing atom. Ang papel na ito ay karaniwang ginagawa ng mga metal ions. Ang mga polar molecule o ion, at kung minsan ay pareho, ay matatagpuan (coordinated) malapit sa mga complexing agent na tinatawag sila ligand. Ang complexing agent kasama ang mga ligand ay bumubuo sa inner sphere ng complex. Ang mga ions na matatagpuan malayo sa complexing agent, hindi gaanong mahigpit na nakagapos dito, ay matatagpuan sa panlabas na kapaligiran ng complex compound. Ang panloob na globo ay karaniwang nakapaloob sa mga square bracket. Ang bilang na nagpapahiwatig ng bilang ng mga ligand sa panloob na globo ay tinatawag koordinasyon. Ang mga kemikal na bono sa pagitan ng kumplikado at simpleng mga ion ay medyo madaling masira sa panahon ng electrolytic dissociation. Ang mga bono na humahantong sa pagbuo ng mga kumplikadong ion ay tinatawag na mga donor-acceptor bond.
Ang mga panlabas na sphere ions ay madaling nahati mula sa complex ion. Ang paghihiwalay na ito ay tinatawag na pangunahin. Ang nababalikang disintegrasyon ng panloob na globo ay mas mahirap at tinatawag na pangalawang dissociation
Cl « + + Cl - - pangunahing paghihiwalay,
+ « Ag + +2 NH 3 - pangalawang paghihiwalay.
pangalawang dissociation, tulad ng dissociation ng isang mahinang electrolyte, ay nailalarawan sa pamamagitan ng isang pare-pareho ang kawalang-tatag
K pugad. = × 2 / [ + ] = 6.8 × 10 -8 .
Ang instability constants (K inst.) ng iba't ibang electrolytes ay isang sukatan ng katatagan ng complex. Ang mas kaunting K nest. , mas matatag ang complex.
Kaya, kabilang sa mga katulad na compound:
| - | + | + | + |
| K nest = 1.3×10 -3 | K pugad =6.8×10 -8 | K pugad =1×10 -13 | K pugad =1×10 -21 |
Ang katatagan ng complex ay tumataas sa paglipat mula - hanggang +.
Ang mga halaga ng pare-parehong kawalang-tatag ay ibinibigay sa mga sangguniang libro sa kimika. Gamit ang mga halagang ito, posible na mahulaan ang kurso ng mga reaksyon sa pagitan ng mga kumplikadong compound, na may isang malakas na pagkakaiba sa mga constant ng kawalang-tatag, ang reaksyon ay pupunta sa pagbuo ng isang kumplikadong may isang mas mababang pare-pareho ang kawalang-tatag.
Ang isang kumplikadong asin na may mababang-matatag na kumplikadong ion ay tinatawag dobleng asin. Ang mga dobleng asing-gamot, hindi katulad ng mga kumplikadong asin, ay naghihiwalay sa lahat ng mga ion na kasama sa kanilang komposisyon. Halimbawa:
KAl(SO 4) 2 « K ++ Al 3+ + 2SO 2- 4,
NH 4 Fe(SO 4) 2 « NH 4 + + Fe 3+ + 2SO 2- 4.
