أثناء تفكك الأحماض، يتم لعب دور الكاتيونات أيونات الهيدروجين(H+) لا تتشكل أي كاتيونات أخرى أثناء تفكك الأحماض:

HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -

أيونات الهيدروجين هي التي تعطي الأحماض خصائصها المميزة: الطعم الحامض، تلوين المؤشر باللون الأحمر، إلخ.

تنقسم الأيونات السالبة (الأنيونات) من تكوين جزيء حمض بقايا حمض.

من خصائص تفكك الأحماض قاعديتها - عدد أيونات الهيدروجين الموجودة في جزيء الحمض والتي يمكن تكوينها أثناء التفكك:

• الأحماض الأحادية القاعدة: حمض الهيدروكلوريك، HF، HNO 3؛
• الأحماض ديباسيك: H 2 SO 4، H 2 CO 3؛
• أحماض التريباسيك: H3PO4.

تتم عملية التخلص من كاتيونات الهيدروجين في الأحماض متعددة القاعدة على مراحل: أولا يتم التخلص من أيون هيدروجين واحد، ثم آخر (ثالث).

التفكك التدريجي لحمض ديباسيك:

ح 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - HSO 4 - ↔ H + + HSO 4 2-

التفكك التدريجي لحمض الترباسيك:

ح 3 ص 4 ↔ ح + + ح 2 ص 4 - ح 2 ص 4 - ↔ ح + + هبو 4 2- هبو 4 2- ↔ ح + + ص 4 3-

عند فصل الأحماض المتعددة القاعدة، تحدث أعلى درجة من التفكك في الخطوة الأولى. على سبيل المثال، أثناء تفكك حمض الفوسفوريك، تبلغ درجة تفكك المرحلة الأولى 27%؛ الثانية - 0.15%؛ الثالث - 0.005%.

تفكك القاعدة

أثناء تفكك القواعد، يتم لعب دور الأنيونات أيونات الهيدروكسيد(OH -) لا تتشكل أيونات أخرى أثناء تفكك القواعد:

هيدروكسيد الصوديوم ↔ نا + + أوه -

يتم تحديد حموضة القاعدة بعدد أيونات الهيدروكسيد المتكونة أثناء تفكك جزيء واحد من القاعدة:

• قواعد أحادية الحمض - KOH، NaOH؛
• قواعد ثنائي الحمض - Ca(OH) 2؛
• قواعد ثلاثي الأحماض - Al(OH) 3.

تنفصل قواعد الأحماض المتعددة، قياسًا على الأحماض، تدريجيًا - في كل مرحلة يتم فصل أيون هيدروكسيد واحد:

يمكن لبعض المواد، حسب الظروف، أن تعمل كأحماض (تتفكك مع إزالة كاتيونات الهيدروجين) وكقواعد (تتفكك مع إزالة أيونات الهيدروكسيد). تسمى هذه المواد مذبذب(انظر التفاعلات الحمضية القاعدية).

تفكك Zn(OH)2 كقواعد:

Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH - ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -

تفكك Zn(OH)2 كحمض:

الزنك (OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2H + + 2-

تفكك الأملاح

تتفكك الأملاح في الماء إلى أنيونات المخلفات الحمضية وكاتيونات المعادن (أو مركبات أخرى).

تصنيف تفكك الملح:

• الأملاح العادية (المتوسطة).يتم الحصول عليها عن طريق الاستبدال المتزامن الكامل لجميع ذرات الهيدروجين في الحمض بذرات معدنية - وهي إلكتروليتات قوية تنفصل تمامًا في الماء مع تكوين الكاتوينات المعدنية وبقايا حمض واحد: NaNO 3، Fe 2 (SO 4) 3، ك 3 ص 4.
• أملاح حمضيةتحتوي في تركيبها، بالإضافة إلى ذرات معدنية وبقايا حمضية، على ذرات هيدروجين أخرى (عدة) - تنفصل تدريجيًا مع تكوين الكاتيونات المعدنية وأنيونات البقايا الحمضية وكاتيون الهيدروجين: NaHCO 3، KH 2 PO 4 ، NaH 2 ص 4.
• الأملاح الأساسيةتحتوي في تركيبها، بالإضافة إلى ذرات المعدن والبقايا الحمضية، على مجموعة هيدروكسيل أخرى (عدة) - تنفصل مع تكوين الكاتيونات المعدنية وأنيونات البقايا الحمضية وأيون الهيدروكسيد: (CuOH) 2 CO 3، Mg( أوه) الكلور.
• أملاح مزدوجةيتم الحصول عليها عن طريق الاستبدال المتزامن لذرات الهيدروجين في الحمض بذرات المعادن المختلفة: KAl(SO 4) 2.
• أملاح مختلطةتنأى إلى كاتيونات وأنيونات معدنية من العديد من المخلفات الحمضية: CaClBr.

تفكك الملح العادي: K 3 PO 4 ↔ 3K + + PO 4 3- تفكك الملح الحمضي: NaHCO 3 ↔ Na + + HCO 3 - HCO 3 - ↔ H+ + CO 3 2- تفكك الملح الأساسي: Mg(OH) Cl ↔ Mg (OH) + + Cl - Mg(OH) + ↔ Mg 2+ + OH - تفكك الملح المزدوج: KAl(SO 4) 2 ↔ K + + Al 3+ + 2SO 4 2- تفكك الملح المختلط: CaClBr ↔ Ca 2+ + Cl - + Br -

تسمى المواد التي تقوم محاليلها (أو منصهراتها) بتوصيل التيار الكهربائي e l e c t r o l i t a mi i. غالبًا ما تسمى محاليل هذه المواد نفسها بالكهرباء. هذه المحاليل (المذابة) من الشوارد هي الموصلات من النوع الثاني,حيث أن نقل الكهرباء يتم فيها عن طريق الحركة وحول ن حول في - الجسيمات المشحونة. يسمى الجسيم المشحون بشحنة موجبة الكاتيون (Ca +2)، جسيم يحمل شحنة سالبة - أنيون (هو -). يمكن أن تكون الأيونات بسيطة (Ca +2, H +) ومعقدة (PO 4 ± 3, HCO 3 − 2).

مؤسس نظرية التفكك الإلكتروليتي هو العالم السويدي س. أرينيوس. وفقا للنظرية التفكك الكهربائي هو تفكك الجزيئات إلى أيونات عندما تذوب في الماء، ويحدث ذلك دون تأثير تيار كهربائي. لكن هذه النظرية لم تجب على الأسئلة: ما هي الأسباب التي تحدد ظهور الأيونات في المحاليل ولماذا لا تشكل الأيونات الموجبة عند اصطدامها بالأيونات السالبة جسيمات محايدة.

قدم العلماء الروس مساهمتهم في تطوير هذه النظرية: د. Mendeleev، I. A. Kablukov - أنصار النظرية الكيميائية للحلول، الذين اهتموا بتأثير المذيب في عملية التفكك. جادل كابلوكوف بأن المذاب يتفاعل مع المذيب ( عملية الذوبان ) تشكيل منتجات ذات تركيبة متغيرة ( أملاح ).

المذاب هو أيون محاط بجزيئات مذيبة (قشرة المذيبات)، والتي يمكن أن تكون بأعداد مختلفة (هذه هي الطريقة التي يتم بها الحصول على تركيبة متغيرة). وإذا كان المذيب ماء، فإن عملية التفاعل بين جزيئات المذاب والمذيب تسمى g i d r a t a t i e y، ونتاج التفاعل هو g i d r a to o m.

وبالتالي، فإن سبب التفكك الإلكتروليتي هو الذوبان (الإماهة). كما أن إذابة (ترطيب) الأيونات هو الذي يمنعها من إعادة الاتحاد لتكوين جزيئات محايدة.

من الناحية الكمية، تتميز عملية التفكك بالقيمة درجة التفكك الكهربائي ( α ), وهي نسبة كمية المادة المتحللة إلى أيونات إلى الكمية الإجمالية للمادة المذابة. ويترتب على ذلك بالنسبة للإلكتروليتات القوية α = 1 أو 100% (الأيونات المذابة موجودة في المحلول)، للإلكتروليتات الضعيفة 0< α < 1 (в растворе присутствуют наряду с ионами растворенного вещества и его недиссоциированные молекулы), для неэлектролитов α = 0 (لا يوجد أيونات في المحلول). بالإضافة إلى طبيعة المذاب والمذيب والكمية α يعتمد على تركيز المحلول ودرجة الحرارة.

إذا كان المذيب هو الماء، فإن الإلكتروليتات القوية تشمل:

1) جميع الأملاح.

2) الأحماض التالية: HCl، HBr، HI، H2SO4، HNO3، HClO4؛

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

إن عملية التفكك الإلكتروليتي قابلة للعكس، لذلك يمكن وصفها بقيمة ثابت التوازن، والذي يسمى في حالة الإلكتروليت الضعيف ثابت التفكك (K د ) .

كلما زادت هذه القيمة، كلما كان من السهل تقسيم المنحل بالكهرباء إلى أيونات، كلما زاد عدد أيوناته في المحلول. على سبيل المثال: HF ≥ H + + Fë

هذه القيمة ثابتة عند درجة حرارة معينة وتعتمد على طبيعة المنحل بالكهرباء والمذيب.

تنفصل الأحماض المتعددة القاعدة والقواعد متعددة الأحماض تدريجيًا. على سبيل المثال، تقوم جزيئات حمض الكبريتيك في المقام الأول بإزالة كاتيون هيدروجين واحد:

ح 2 SO 4 lag H + + H SO 4 ë .

القضاء على الأيون الثاني وفقا للمعادلة

HSO 4 김 ̈ N + + SO 4 − 2

هو بالفعل أكثر صعوبة، لأنه يجب عليه التغلب على الجذب من أيون SO 4 − 2 مزدوج الشحنة، والذي، بالطبع، يجذب أيون الهيدروجين بقوة أكبر من أيون H SO 4 − ion المشحون منفردًا. لذلك، فإن المرحلة الثانية من التفكك تحدث بدرجة أقل بكثير من الأولى.

القواعد التي تحتوي على أكثر من مجموعة هيدروكسيل واحدة في الجزيء تنفصل أيضًا تدريجيًا. على سبيل المثال:

Ba(OH) 2 lag BaOH + + OH - ;

BaOH + = Ba 2+ + OH - .

تتفكك الأملاح المتوسطة (العادية) دائمًا إلى أيونات معدنية وبقايا حمض:

CaCl 2 = Ca 2+ + 2Cl - ;

نا 2 SO 4 = 2Na + + SO 4 2- .

تنفصل الأملاح الحمضية، مثل الأحماض المتعددة القاعدة، تدريجيًا. على سبيل المثال:

NaHCO 3 = Na + + HCO 3 - ؛

HCO 3 - = H + + CO 3 2- .

ومع ذلك، فإن درجة التفكك في الخطوة الثانية تكون صغيرة جدًا، بحيث يحتوي محلول الملح الحمضي على عدد قليل فقط من أيونات الهيدروجين.

تتفكك الأملاح الأساسية إلى أيونات قاعدية وحمضية. على سبيل المثال:

Fe(OH)Cl 2 = FeOH 2+ + 2Cl - .

لا يحدث تقريبًا أي تفكك ثانوي لأيونات البقايا الأساسية إلى أيونات معدنية أو هيدروكسيل.

وزارة التعليم والعلوم في الاتحاد الروسي

الجامعة الوطنية للبحوث النووية "MEPHI"

معهد بالاكوفو للهندسة والتكنولوجيا

التفكك الكهربائي

المبادئ التوجيهية لأداء العمل المختبري

في دورة "الكيمياء" لطلبة التقنية

التخصصات والاتجاهات،

في دورة "الكيمياء العامة وغير العضوية"

لطلاب اتجاه KhMTN

جميع أشكال التعليم

بالاكوفو 2014

الغرض من العمل هو دراسة آلية تفكك المحاليل المائية للإلكتروليتات.

مفاهيم أساسية

التفكك الكهربائي هو عملية تحلل جزيئات المادة إلى أيونات تحت تأثير جزيئات المذيبات القطبية. الإلكتروليتات هي مواد توصل التيار الكهربائي في محلول أو منصهر (وتشمل هذه العديد من الأحماض والقواعد والأملاح).

وفقًا لنظرية التحليل الكهربائي التي كتبها S. Arrhenius (1887)، عندما تذوب الإلكتروليتات في الماء (تتفكك) إلى أيونات موجبة وسالبة الشحنة. تسمى الأيونات الموجبة الشحنة بالكاتيونات وتشمل أيونات الهيدروجين والمعادن. تسمى الأيونات سالبة الشحنة بالأنيونات، وتشمل أيونات الحمض وأيونات الهيدروكسيد. الشحنة الإجمالية لجميع الأيونات تساوي صفرًا، وبالتالي فإن المحلول ككل يكون متعادلًا. تختلف خصائص الأيونات عن خصائص الذرات التي تتكون منها. التفكك الكهربائي هو عملية عكسية (يسمى التفاعل العكسي بالارتباط). تم استكمال هذه النظرية لاحقًا بواسطة د. مندليف وإي. الكعب.

آلية التفكك الكهربائي

الإلكتروليتات هي مواد ترتبط ذراتها في جزيئاتها بروابط أيونية أو قطبية. وفقًا للمفاهيم الحديثة، يحدث التفكك الإلكتروليتي نتيجة لتفاعل جزيئات الإلكتروليت مع جزيئات المذيبات القطبية. الذوبان هو تفاعل الأيونات مع جزيئات المذيب. الترطيب هو عملية تفاعل الأيونات مع جزيئات الماء.

اعتمادًا على بنية المادة القابلة للذوبان في الحالة اللامائية، يتم تفككها بشكل مختلف.

المواد ذات الروابط الأيونية، والتي تتكون من أيونات، تنفصل بسهولة أكبر. عندما يتم إذابة هذه المركبات (على سبيل المثال، كلوريد الصوديوم)، يتم توجيه ثنائيات أقطاب الماء حول الأيونات الموجبة والسالبة للشبكة البلورية. تنشأ قوى التجاذب المتبادلة بين الأيونات وثنائيات أقطاب الماء. ونتيجة لذلك، تضعف الرابطة بين الأيونات، وتنتقل الأيونات من البلورة إلى المحلول. وفي هذه الحالة تتشكل الأيونات المائية، أي. الأيونات المرتبطة كيميائيا بجزيئات الماء

رسم بياني 1. مخطط تفكك جزيء مادة ذات رابطة أيونية

يمكن التعبير عن عملية التفكك الكهربائي بالمعادلة

كلوريد الصوديوم + (م+ن)H2O
Na + (H2O) m + Cl - (H2O) n

عادة، تتم كتابة عملية التفكك كمعادلة، مع حذف المذيب (H 2 O)

كلوريد الصوديوم
نا + + الكلور -

تنفصل الجزيئات ذات الرابطة القطبية التساهمية (مثل حمض الهيدروكلوريك) بشكل مماثل. حول كل جزيء قطبي من مادة ما، يتم أيضًا توجيه ثنائيات أقطاب الماء، والتي تنجذب بواسطة أقطابها السالبة إلى القطب الموجب للجزيء، وبواسطة أقطابها الموجبة - إلى القطب السالب. ونتيجة لهذا التفاعل، تنزاح سحابة الإلكترون الرابطة (زوج الإلكترونات) بالكامل نحو الذرة ذات السالبية الكهربية الأعلى، ويصبح الجزيء القطبي أيونيًا ومن ثم تتشكل الأيونات المائية بسهولة. يمكن أن يكون تفكك الجزيئات القطبية كاملاً أو جزئيًا.

الصورة 2. مخطط تفكك جزيء مادة مع تساهمي

الرابطة القطبية

يتم التعبير عن التفكك الكهربائي لحمض الهيدروكلوريك بالمعادلة

حمض الهيدروكلوريك + (م+ن)H2O
H + (H2O) م + Cl - (H2O) ن

أو، مع حذف المذيب (H2O)،

كان
ك + + أ -

لتوصيف عملية التفكك كميًا، تم تقديم مفهوم درجة التفكك (α). توضح درجة تفكك المنحل بالكهرباء أي جزء من جزيئات المادة الذائبة قد انقسم إلى أيونات. درجة تفكك الإلكتروليت هي نسبة عدد الجزيئات المنفصلة (N ديس) إلى العدد الإجمالي للجزيئات الذائبة (N)

(1)

عادة ما يتم التعبير عن درجة التفكك إما بأجزاء من الوحدة أو كنسبة مئوية، على سبيل المثال، لمحلول 0.1 N من حمض الأسيتيك CH 3 COOH

α= 0.013 (أو 1.3). تعتمد درجة التفكك على طبيعة المنحل بالكهرباء والمذيب ودرجة الحرارة والتركيز.

وفقا لدرجة التفكك (α)، يتم تقسيم جميع الشوارد إلى ثلاث مجموعات. عادةً ما تسمى الإلكتروليتات التي تزيد درجة تفككها عن 0.3 (30٪) بالقوة، مع درجة تفكك من 0.02 (2٪) إلى 0.3 (30٪) - متوسطة، أقل من 0.02 (2٪) - إلكتروليتات ضعيفة.

الإلكتروليتات القوية هي مركبات كيميائية تتفكك جزيئاتها في المحاليل المخففة بالكامل تقريبًا إلى أيونات. في محلول إلكتروليت قوي، يكون المذاب بشكل أساسي على شكل أيونات (كاتيونات وأنيونات)؛ الجزيئات غير المنفصلة غائبة عمليا. درجة تفكك هذه الإلكتروليتات قريبة من 1. وتشمل الإلكتروليتات القوية ما يلي:

1) الأحماض (H 2 SO 4، HCl، HNO 3، HBr، HI، HClO 4، HMnO 4)؛

2) القواعد - هيدروكسيدات المعادن من المجموعة الأولى من المجموعة الفرعية الرئيسية (القلويات) - LiOH، NaOH، KOH، RbOH، CsOH، وكذلك هيدروكسيدات المعادن الأرضية القلوية - Ba(OH) 2، Ca(OH) 2، ريال (أوه) 2؛.

3) الأملاح القابلة للذوبان في الماء (انظر جدول الذوبان).

تشمل الإلكتروليتات ذات القوة المتوسطة H 3 PO 4 و HF وما إلى ذلك.

تتفكك الإلكتروليتات الضعيفة إلى أيونات بدرجة صغيرة جدًا، وفي المحاليل تكون بشكل رئيسي في حالة غير منفصلة (في شكل جزيئي). تشمل الشوارد الضعيفة ما يلي:

1) الأحماض غير العضوية (H 2 CO 3، H 2 S، HNO 2، H 2 SO 3، HCN، H 2 SiO 3، HCNS، HClO، HClO 2، HBrO، H 3 VO 3، إلخ)؛

2) هيدروكسيد الأمونيوم (NH 4 OH)؛

3) الماء H 2 O؛

4) الأملاح والهيدروكسيدات غير القابلة للذوبان وقليلة الذوبان لبعض المعادن (انظر جدول الذوبان)؛

5) معظم الأحماض العضوية (على سبيل المثال، الخل CH 3 COOH، الفورميك HCOOH).

بالنسبة للكهارل الضعيفة، يتم إنشاء التوازن بين الجزيئات والأيونات غير المنفصلة.

CH3COOH
ح + + CH 3 مدير العمليات -

في حالة توازن ثابت، استنادا إلى قانون عمل الكتلة

يشير ثابت التفكك K إلى قوة الجزيئات في محلول معين: كلما انخفض K، كان تفكك المنحل بالكهرباء أضعف وكانت جزيئاته أكثر استقرارًا.

يرتبط ثابت التفكك بدرجة التفكك بالاعتماد

, (2)

حيث - α هي درجة التفكك؛

ج - التركيز المولي للكهارل في المحلول، مول/لتر.

إذا كانت درجة التفكك α صغيرة جدًا، فيمكن إهمالها

ك =
أو α= (4)

الاعتماد (4) هو تعبير رياضي لقانون التخفيف لـ دبليو أوستفالد.

يتم وصف سلوك محاليل الإلكتروليتات الضعيفة بواسطة قانون أوستفالد، والمحاليل المخففة للإلكتروليتات القوية بواسطة قانون ديباي هوكل (5):

ك =
, (5)

حيث يتم استبدال التركيز (ج) بالنشاط (أ) الذي يصف بشكل أكثر دقة سلوك الشوارد القوية. تعتمد معاملات النشاط على طبيعة المذيب والمذاب، وتركيز المحلول، وكذلك على درجة الحرارة.

يرتبط النشاط بالتركيز بالعلاقة التالية:

(6)

حيث γ هو معامل النشاط، والذي يأخذ في الاعتبار رسميًا جميع أنواع تفاعلات الجزيئات في محلول معين، مما يؤدي إلى انحرافات عن خصائص الحلول المثالية.

تفكك الشوارد المختلفة

وفقًا لنظرية التفكك الإلكتروليتي، فإن الحمض عبارة عن إلكتروليت يتفكك لتكوين أيونات H + وبقايا حمض

حمض الهيدروكلوريك3
ح + + رقم 3 -

H2SO4
2ح + + سو 4 2-

يسمى المنحل بالكهرباء الذي ينفصل لتكوين أيونات الهيدروكسيد OH - قاعدة. على سبيل المثال، يتفكك هيدروكسيد الصوديوم وفق المخطط التالي:

هيدروكسيد الصوديوم
نا + + أوه -

تنفصل الأحماض المتعددة القاعدة، وكذلك قواعد المعادن متعددة التكافؤ، تدريجيًا، على سبيل المثال،

المرحلة الأولى H2CO3
ح + + هكو 3 –

المرحلة 2 HCO 3 –
ح + + ثاني أكسيد الكربون 3 2–

يتميز التفكك في الخطوة الأولى بثبات التفكك K 1 = 4.3 10 –7

يتميز التفكك في الخطوة الثانية بثابت التفكك K 2 = 5.6 10 –11

رصيد ملخص

H2CO3
2H + + CO 3 2-

ثابت التوازن الكلي

التفكك التدريجي للقواعد متعددة التكافؤ

1 مرحلة النحاس (أوه) 2
+ + أوه -

المرحلة الثانية+
النحاس 2+ + أوه -

بالنسبة للتفكك التدريجي يكون دائمًا K 1 >K 2 >K 3 >...، لأن الطاقة التي يجب إنفاقها لفصل الأيون تكون ضئيلة عندما يتم فصله عن جزيء محايد.

تسمى الإلكتروليتات مذبذبة إذا انفصلت كحمض وقاعدة، على سبيل المثال، هيدروكسيد الزنك:

2ح + + 2-
الزنك (OH) 2 + 2H2O
+ 2أوه -

تشتمل الإلكتروليتات الأمفوتيرية على هيدروكسيد الألومنيوم Al(OH) 3 وهيدروكسيد الرصاص Pb(OH) 2 وهيدروكسيد القصدير Sn(OH) 2 وغيرها.

تنفصل الأملاح المتوسطة (العادية)، القابلة للذوبان في الماء، لتكوين أيونات معدنية موجبة الشحنة وأيونات سالبة الشحنة من بقايا الحمض

كا(NO3)2
كاليفورنيا 2+ + 2NO 3 –

آل 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–

الأملاح الحمضية (الأملاح المائية) هي إلكتروليتات تحتوي على الهيدروجين في الأنيون، والذي يمكن تقسيمه على شكل أيون الهيدروجين H +. يحدث تفكك الأملاح الحمضية على مراحل، على سبيل المثال:

1 المرحلة KHCO 3
ك + + هيدروكسيد الصوديوم 3 –

المرحلة 2 HCO 3 –
ح + + ثاني أكسيد الكربون 3 2–

تكون درجة التفكك الإلكتروليتي في المرحلة الثانية صغيرة جدًا، لذا فإن محلول الملح الحمضي يحتوي فقط على عدد قليل من أيونات الهيدروجين.

الأملاح الأساسية (أملاح الهيدروكسيد) هي إلكتروليتات تحتوي على واحدة أو أكثر من مجموعات الهيدروكسيد OH – في الكاتيون، وتتفكك الأملاح الأساسية لتشكل بقايا قاعدية وحمضية. على سبيل المثال:

1 مرحلة FeOHCl 2
2+ + 2Cl -

المرحلة الثانية 2+
الحديد 3+ + أوه –

تنفصل الأملاح المزدوجة إلى كاتيونات وأنيونات معدنية

كال (SO 4) 2
ك + + آل 3+ + 2SO 4 2-

تنفصل الأملاح المعقدة لتشكل أيونًا معقدًا

ك 3
3K + + 3-

تفاعلات التبادل في المحاليل الكهربية

تستمر تفاعلات التبادل بين الإلكتروليتات في المحلول في اتجاه الأيونات الرابطة وتكوين مواد غازية ضعيفة الذوبان أو إلكتروليتات ضعيفة. تعكس المعادلات الأيونية الجزيئية أو ببساطة الأيونية لتفاعلات التبادل حالة المنحل بالكهرباء في المحلول. في هذه المعادلات، تتم كتابة الشوارد القوية القابلة للذوبان في شكل أيوناتها المكونة، ويتم كتابة الشوارد الضعيفة والمواد الغازية ضعيفة الذوبان بشكل تقليدي في شكل جزيئي، بغض النظر عما إذا كانت المواد المتفاعلة الأصلية أو منتجات التفاعل. في المعادلة الأيونية الجزيئية، يتم التخلص من الأيونات المتطابقة من كلا الجانبين. عند إنشاء معادلات أيونية جزيئية، تذكر أن مجموع الشحنات على الجانب الأيسر من المعادلة يجب أن يكون مساويًا لمجموع الشحنات على الجانب الأيمن من المعادلة. عند تكوين المعادلات، انظر الجدول. 1.2 التطبيقات.

على سبيل المثال، اكتب معادلات جزيئية أيونية للتفاعل بين المادتين Cu(NO 3) 2 وNa 2 S.

معادلة التفاعل في الشكل الجزيئي:

Сu(NO 3) 2 + Na 2 S = СuS +2نانو3

نتيجة لتفاعل الشوارد، يتم تشكيل راسب CuS.

المعادلة الأيونية الجزيئية

النحاس 2+ + 2NO 3 - + 2Na + + S 2- = CuS +2نا + +2نو 3 -

باستبعاد الأيونات المتطابقة من طرفي المعادلة Na + و NO 3 - نحصل على معادلة التفاعل الأيوني الجزيئي المختصرة:

Cu 2+ + S 2- = CuS

تفكك الماء

الماء عبارة عن إلكتروليت ضعيف ويتفكك إلى حد ما إلى أيونات

ح2س
ح + + أوه -

ك =

أو = ك = ك في

K في = 10 -14 يسمى المنتج الأيوني للماء وهي قيمة ثابتة. بالنسبة للماء النقي عند درجة حرارة 25 درجة مئوية، تكون تركيزات أيونات H + وOH- متساوية مع بعضها البعض وتساوي 10 -7 مول/لتر، وبالتالي · = 10 -14.

للمحاليل المحايدة =10 -7، للمحاليل الحمضية >10 -7، وللمحاليل القلوية<10 -7 . Но какова бы ни была реакция раствора, произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов остается постоянным. Если концентрация ионов водорода равна 10 -4 , то концентриция гидроксид-ионов равна:

= /10 -4 = 10 -10 مول/لتر.

في الممارسة العملية، يتم التعبير عن حموضة أو قلوية المحلول بطريقة أكثر ملاءمة باستخدام قيمة الرقم الهيدروجيني أو pOH.

الرقم الهيدروجيني = – سجل؛

ОН = – سجل[ОH - ]

على سبيل المثال، إذا كان = 10 -3 مول/لتر، فإن الرقم الهيدروجيني = – سجل = 3؛ إذا كان = 10 -8 مول/لتر، فإن الرقم الهيدروجيني = – سجل = 8. في بيئة محايدة، الرقم الهيدروجيني = 7، في بيئة حمضية الرقم الهيدروجيني< 7, в щелочной среде рН >7.

يمكن تحديد التفاعل التقريبي للمحلول باستخدام مواد خاصة تسمى المؤشرات، والتي يتغير لونها حسب تركيز أيونات الهيدروجين.

متطلبات السلامة المهنية

1. يجب إجراء التجارب على المواد ذات الرائحة الكريهة والمواد السامة في غطاء الدخان.

2. عند التعرف على الغاز المنبعث عن طريق الرائحة، يجب عليك توجيه التيار بحركات اليد من الوعاء نحوك.

3. عند إجراء التجربة يجب التأكد من عدم وصول الكواشف إلى وجهك أو ملابسك أو أي شخص يقف بجانبك.

عند تسخين السوائل، وخاصة الأحماض والقلويات، أمسك أنبوب الاختبار بحيث تكون الفتحة متجهة بعيدًا عنك.

عند تخفيف حامض الكبريتيك، لا ينبغي إضافة الماء إلى الحمض، بل يجب صب الحمض بعناية، في أجزاء صغيرة، في الماء البارد، مع تحريك المحلول.

يجب أن تكون جميع زجاجات الكواشف مختومة بسدادات مناسبة.

لا ينبغي سكب الكواشف المتبقية بعد العمل أو سكبها في زجاجات الكواشف (لتجنب التلوث).

إجراءات أداء العمل

التمرين 1.تغير في لون المؤشرات في البيئات المحايدة والحمضية والقلوية.

الكواشف والمعدات: عباد الشمس؛ ميتيل برتقالي؛ الفينول فثالين. محلول حمض الهيدروكلوريك حمض الهيدروكلوريك، 0.1 ن؛ محلول هيدروكسيد هيدروكسيد الصوديوم، 0.1 ن؛ أنابيب الإختبار

1. صب 1-2 مل من الماء المقطر في ثلاثة أنابيب اختبار وأضف المؤشرات: عباد الشمس، برتقال الميثيل، الفينول فثالين. لاحظ لونها.

2. صب 1-2 مل من محلول حمض الهيدروكلوريك 0.1 في ثلاثة أنابيب اختبار وأضف نفس المؤشرات. لاحظ تغير لون المؤشرات مقارنة بلونها في الماء.

3. صب 1-2 مل من محلول هيدروكسيد الصوديوم 0.1 ن في ثلاثة أنابيب اختبار وأضف نفس المؤشرات. لاحظ تغير لون المؤشرات مقارنة بلونها في الماء.

اعرض نتائج الملاحظة في شكل جدول:

المهمة 2.القوة الأساسية النسبية

الكواشف والمعدات: محلول كلوريد الكالسيوم CaCl 2, 2N؛ محلول هيدروكسيد NaOH، 2N؛ محلول هيدروكسيد الأمونيوم NH 4 OH، 2N؛ أنابيب الإختبار

صب 1-2 مل من كلوريد الكالسيوم في أنبوبين اختبار، وأضف محلول هيدروكسيد الأمونيوم إلى الأنبوب الأول، ونفس الكمية من محلول هيدروكسيد الصوديوم إلى الثاني.

سجل ملاحظاتك. استخلص استنتاجًا حول درجة تفكك القواعد المشار إليها.

المهمة 3.التفاعلات التبادلية بين محاليل الإلكتروليت

الكواشف والمعدات: محلول كلوريد الحديد FeCl 3، 0.1 N؛ محلول كبريتات النحاس CuSO 4، 0.1 N؛ محلول كربونات الصوديوم Na 2 CO 3، 0.1 N؛ محلول هيدروكسيد هيدروكسيد الصوديوم، 0.1 ن؛ محلول حمض الهيدروكلوريك حمض الهيدروكلوريك، 0.1 ن؛ محلول كلوريد الباريوم BaCl 2، 0.1 N؛ محلول كبريتات الصوديوم Na 2 SO 4، 0.1 N؛ محلول سداسي سيانوفيرات البوتاسيوم (II) K 4، 0.1 N؛ أنابيب الإختبار

أ) التفاعلات مع تكوين مواد غير قابلة للذوبان (ترسب).

صب 1-2 مل من كلوريد الحديد FeCl 3 في أنبوب الاختبار الأول وأضف نفس الحجم من هيدروكسيد الصوديوم NaOH في أنبوب الاختبار الثاني - 1-2 مل من BaCl 2 ونفس الحجم من كبريتات الصوديوم Na 2 SO 4.

اكتب معادلات للتفاعلات التي تحدث في الصورة الجزيئية والأيونية والأيونية المختصرة.

ب) التفاعلات مع تكوين الغازات.

صب 1-2 مل من محلول كربونات الصوديوم Na 2 CO 3 في أنبوب اختبار وأضف نفس الحجم من محلول حمض الهيدروكلوريك HCl.

سجل ملاحظاتك (أشر إلى لون ورائحة الغاز). قم بتسمية المادة الغازية الناتجة.

اكتب معادلات للتفاعلات التي تحدث في الصورة الجزيئية والأيونية والأيونية المختصرة.

ج) التفاعلات التي تحدث مع تكوين مواد متفككة قليلاً.

صب 1-2 مل من محلول هيدروكسيد NaOH في أنبوب الاختبار الأول وأضف نفس الحجم من محلول حمض الهيدروكلوريك HCl في أنبوب الاختبار الثاني - 1-2 مل من محلول كبريتات النحاس CuSO 4 أضف نفس الحجم من هيكسسيانوفيرات البوتاسيوم (II). ) الحل ك 4 .

اكتب ملاحظاتك (أشر إلى لون الراسب المتكون من ملح مركب سداسي سيانوفيرات النحاس).

اكتب معادلات للتفاعلات التي تحدث في الصورة الجزيئية والأيونية والأيونية المختصرة.

المهمة 4.الفرق بين الملح المزدوج والمعقد

الكواشف والمعدات: محلول كلوريد الحديد FeCl 3، 0.1 N؛ محلول ثيوسيانات البوتاسيوم KSCN، 0.1 N؛ محلول الشب الحديد والأمونيوم NH 4 Fe(SO 4) 2, 0.1 N؛ محلول سينوكسيد الحديد والبوتاسيوم K 3؛ 0.1ن؛ أنابيب الإختبار

1. صب محلول كلوريد الحديديك FeCl 3 في أنبوب اختبار، ثم أضف القليل من ثيوسيانات البوتاسيوم KSCN. سجل ملاحظاتك.

اكتب معادلات للتفاعلات التي تحدث في الصورة الجزيئية والأيونية والأيونية المختصرة. أيون SCN هو كاشف مميز لأيون Fe 3+؛ وينتج عن تفاعلهم حديد الرودان Fe(SCN) 3، وهو ملح دم أحمر ضعيف التفكك.

2. صب محلول شبة الحديد والأمونيا NH 4 Fe (SO 4) 2 في أنبوب اختبار واحد، ومحلول ثاني أكسيد كبريت الحديد والبوتاسيوم K 3 في أنبوب آخر، واسكب القليل من محلول ثيوسيانات البوتاسيوم KSCN في كل منهما.

اكتب معادلات للتفاعلات التي تحدث في الصورة الجزيئية والأيونية والأيونية المختصرة.

سجل ملاحظاتك. في أي مركب يوجد أيون الحديديك؟ في أي مركب يرتبط هذا الأيون كأيون معقد؟

المهمة 5. يتغير التوازن الأيوني عند إدخال أيون يحمل نفس الاسم في المحلول

NH 4 OH قاعدة ضعيفة تنفصل حسب المعادلة:

نه4أوه
NH4 + +OH –

NH 4 Cl – ينفصل في المحلول حسب المعادلة

NH4Cl
NH4++Cl

الكواشف والمعدات: 0.1 م من محلول هيدروكسيد الأمونيوم NH 4 OH، 0.1 N؛ الفينول فثالين، كلوريد الأمونيوم البلوري NH 4 Cl؛ أنابيب الإختبار

أضف 2-3 قطرات من الفينول فثالين، وهو مؤشر لمجموعة OH، إلى أنبوب اختبار بمحلول NH 4 OH، واخلط المحلول واسكبه في أنبوبي اختبار: اترك أنبوب اختبار واحدًا للمقارنة، وأضف قليلًا من بلوري NH 4 Cl إلى الثانية - لوحظ ضعف في لون المحلول.

ويفسر ضعف اللون القرمزي للمحلول بحقيقة أنه عند إدخال كلوريد الأمونيوم في المحلول، يزداد تركيز أيون NH 4 +، مما ينحرف التوازن إلى اليسار، وهذا يؤدي إلى انخفاض في اللون القرمزي للمحلول. تركيز أيونات OH في المحلول

تتفكك المواد المنحلة بالكهرباء عند ذوبانها في الماء إلى جزيئات مشحونة - أيونات. الظاهرة المعاكسة هي الاستقطاب أو الارتباط. يتم تفسير تكوين الأيونات من خلال نظرية التفكك الإلكتروليتي (أرينيوس، 1887). تتأثر آلية تحلل المركبات الكيميائية أثناء الذوبان والذوبان بخصائص أنواع الروابط الكيميائية وبنية وطبيعة المذيب.

الشوارد الكهربائية وغير الموصلات

في المحاليل والذوبان، يتم تدمير الشبكات البلورية والجزيئات - التفكك الإلكتروليتي (ED). ويصاحب تحلل المواد تكوين الأيونات وظهور خصائص مثل التوصيل الكهربائي. ليس كل مركب قادر على التفكك، ولكن فقط المواد التي تتكون في البداية من أيونات أو جزيئات عالية القطبية. يفسر وجود الأيونات الحرة قدرة الشوارد على توصيل التيار. القواعد والأملاح والعديد من الأحماض غير العضوية وبعض الأحماض العضوية لها هذه القدرة. تتكون المواد غير الموصلة من جزيئات منخفضة القطبية أو غير مستقطبة. وهي لا تتحلل إلى أيونات، فهي غير إلكتروليتية (العديد من المركبات العضوية). حاملات الشحنة هي الأيونات الموجبة والسالبة (الكاتيونات والأنيونات).

دور س. أرهينيوس وكيميائيين آخرين في دراسة التفكك

تم إثبات نظرية التفكك الإلكتروليتي في عام 1887 من قبل عالم من السويد س. أرينيوس. لكن الدراسات الموسعة الأولى لخصائص المحاليل أجراها العالم الروسي إم. لومونوسوف. ساهم T. Grothus وM. Faraday وR. Lenz في دراسة الجزيئات المشحونة التي تنشأ أثناء تحلل المواد. أثبت أرينيوس أن العديد من المركبات غير العضوية وبعض المركبات العضوية هي إلكتروليتات. وأوضح العالم السويدي التوصيل الكهربائي للحلول عن طريق تحلل المادة إلى أيونات. لم تعلق نظرية أرهينيوس حول التفكك الإلكتروليتي أهمية على المشاركة المباشرة لجزيئات الماء في هذه العملية. يعتقد العلماء الروس مندليف وكابلوكوف وكونوفالوف وآخرون أن الذوبان يحدث - تفاعل المذيب والمادة المذابة. عند الحديث عن أنظمة المياه، يتم استخدام اسم "الترطيب". وهذه عملية فيزيائية وكيميائية معقدة، كما يتضح من تكوين الهيدرات والظواهر الحرارية والتغيرات في لون المادة وظهور الرواسب.

الأحكام الأساسية لنظرية التفكك الكهربائي (ED)

عمل العديد من العلماء على توضيح نظرية س. أرهينيوس. لقد تطلب تحسينه مع مراعاة البيانات الحديثة عن بنية الذرة والروابط الكيميائية. تمت صياغة الأحكام الرئيسية لـ TED، والتي تختلف عن الأطروحات الكلاسيكية في أواخر القرن التاسع عشر:

يجب أن تؤخذ الظواهر التي تحدث في الاعتبار عند إجراء المعادلات: قم بتطبيق علامة خاصة على عملية قابلة للعكس، واحسب الشحنات السلبية والإيجابية: يجب أن تكون هي نفسها في المجموع.

آلية ED للمواد الأيونية

تأخذ النظرية الحديثة للتفكك الإلكتروليتي في الاعتبار بنية المواد والمذيبات الإلكتروليتية. عند ذوبانها، يتم تدمير الروابط بين الجسيمات المشحونة بشكل معاكس في البلورات الأيونية تحت تأثير جزيئات الماء القطبي. إنهم حرفيًا "يسحبون" الأيونات من الكتلة الإجمالية إلى المحلول. ويصاحب التحلل تكوين غلاف ذائب (في الماء، غلاف مائي) حول الأيونات. بالإضافة إلى الماء، زادت الكيتونات والكحولات الأقل من ثابت العزل الكهربائي. أثناء تفكك كلوريد الصوديوم إلى أيونات Na+ و Cl-، يتم تسجيل المرحلة الأولية، والتي يصاحبها اتجاه ثنائيات أقطاب الماء بالنسبة للأيونات السطحية في البلورة. في المرحلة النهائية، يتم إطلاق الأيونات المائية وانتشارها في السائل.

آلية مركبات ED ذات الروابط التساهمية عالية القطبية

تؤثر جزيئات المذيبات على عناصر التركيب البلوري للمواد غير الأيونية. على سبيل المثال، يؤدي تأثير ثنائيات أقطاب الماء على حمض الهيدروكلوريك إلى تغير نوع الرابطة في الجزيء من تساهمية قطبية إلى أيونية. تنفصل المادة، وتدخل أيونات الهيدروجين والكلور المائية إلى المحلول. وهذا المثال يثبت أهمية تلك العمليات التي تحدث بين جزيئات المذيب والمركب المذاب. هذا التفاعل هو الذي يؤدي إلى تكوين أيونات المنحل بالكهرباء.

نظرية التفكك الإلكتروليتي والفئات الرئيسية للمركبات غير العضوية

في ضوء المبادئ الأساسية لـ TED، يمكن تسمية الحمض بالكهرباء، حيث يمكن خلال تحلله اكتشاف بروتون H + فقط من الأيونات الموجبة. يصاحب تفكك القاعدة تكوين أو إطلاق من الشبكة البلورية لـ OH - الأنيون والكاتيون المعدني فقط. عند ذوبانه، ينتج الملح العادي أيون فلز موجب وبقايا حمض سالبة. يتميز الملح الرئيسي بوجود نوعين من الأنيونات: مجموعة OH وبقايا الحمض. يحتوي الملح الحمضي فقط على كاتيونات الهيدروجين والمعادن.

قوة المنحل بالكهرباء

لتوصيف حالة المادة في المحلول، يتم استخدام كمية فيزيائية - درجة التفكك (α). يتم العثور على قيمته من نسبة عدد الجزيئات المتحللة إلى العدد الإجمالي لها في المحلول. يتم تحديد عمق التفكك بظروف مختلفة. تعتبر الخصائص العازلة للمذيب وبنية المركب المذاب مهمة. عادة، تقل درجة التفكك مع زيادة التركيز وتزداد مع زيادة درجة الحرارة. غالبًا ما يتم التعبير عن درجة تفكك مادة معينة بأجزاء من الوحدة.

تصنيف الشوارد

لم تتضمن نظرية التفكك الإلكتروليتي في نهاية القرن التاسع عشر أحكامًا بشأن تفاعل الأيونات في المحلول. بدا تأثير جزيئات الماء على توزيع الكاتيونات والأنيونات غير مهم بالنسبة لأرينيوس. كانت أفكار أرينيوس حول الإلكتروليتات القوية والضعيفة رسمية. بناءً على الأحكام الكلاسيكية، من الممكن الحصول على القيمة α = 0.75-0.95 للإلكتروليتات القوية. أثبتت التجارب عدم رجعة تفككها (α →1). تتفكك الأملاح القابلة للذوبان وأحماض الكبريتيك والهيدروكلوريك والقلويات بالكامل تقريبًا إلى أيونات. تنفصل الأحماض الكبريتية والنيتروجينية والهيدروفلوريك والأورثوفوسفوريك جزئيًا. تعتبر الإلكتروليتات الضعيفة عبارة عن السيليكون والخليك وكبريتيد الهيدروجين وأحماض الكربونيك وهيدروكسيد الأمونيوم والقواعد غير القابلة للذوبان. يعتبر الماء أيضًا إلكتروليتًا ضعيفًا. ينفصل جزء صغير من جزيئات H 2 O، وفي نفس الوقت يحدث تحلل الأيونات.

نظرية التفكك الكهربائياقترحه العالم السويدي س. أرينيوس عام 1887.

التفكك الكهربائي- هذا هو تحلل جزيئات الإلكتروليت مع تكوين أيونات موجبة الشحنة (كاتيونات) وأيونات سالبة الشحنة (الأنيونات) في المحلول.

على سبيل المثال، يتفكك حمض الأسيتيك بهذه الطريقة في محلول مائي:

CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .

التفكك هو عملية عكسها. لكن الشوارد المختلفة تنفصل بشكل مختلف. تعتمد الدرجة على طبيعة المنحل بالكهرباء وتركيزه وطبيعة المذيب والظروف الخارجية (درجة الحرارة والضغط).

درجة التفكك α -نسبة عدد الجزيئات المتحللة إلى أيونات إلى العدد الإجمالي للجزيئات:

α=الخامس´(س)/الخامس(x).

يمكن أن تختلف الدرجة من 0 إلى 1 (من عدم التفكك إلى اكتماله بالكامل). يشار إليها كنسبة مئوية. تم تحديده تجريبيا. عندما يتفكك الإلكتروليت، يزداد عدد الجزيئات في المحلول. تشير درجة التفكك إلى قوة المنحل بالكهرباء.

يميز قويو الشوارد الضعيفة.

إلكتروليتات قوية- هذه هي تلك الشوارد التي تتجاوز درجة تفككها 30٪.

إلكتروليتات متوسطة القوة- هؤلاء الذين تتراوح درجة تفككهم من 3% إلى 30%.

إلكتروليتات ضعيفة- درجة التفكك في محلول مائي 0.1 م أقل من 3%.

أمثلة على الشوارد الضعيفة والقوية.

تتحلل الإلكتروليتات القوية في المحاليل المخففة تمامًا إلى أيونات، أي. α = 1. لكن التجارب تظهر أن التفكك لا يمكن أن يساوي 1، فهو له قيمة تقريبية، لكنه لا يساوي 1. وهذا ليس تفككًا حقيقيًا، ولكنه تفكك ظاهري.

على سبيل المثال، السماح لبعض الاتصال α = 0.7. أولئك. وفقًا لنظرية أرهينيوس، فإن 30% من الجزيئات غير المنفصلة "تطفو" في المحلول. و70% تكون أيونات حرة. وتعطي النظرية الكهروستاتيكية تعريفًا آخر لهذا المفهوم: إذا كانت α = 0.7، فإن جميع الجزيئات تتفكك إلى أيونات، لكن الأيونات تكون حرة بنسبة 70% فقط، والـ 30% المتبقية مرتبطة بالتفاعلات الكهروستاتيكية.

درجة واضحة من التفكك.

لا تعتمد درجة التفكك على طبيعة المذيب والمذاب فحسب، بل تعتمد أيضًا على تركيز المحلول ودرجة الحرارة.

يمكن تمثيل معادلة التفكك على النحو التالي:

أك ⇄ أ- + ك + .

ويمكن التعبير عن درجة التفكك على النحو التالي:

مع زيادة تركيز المحلول، تقل درجة تفكك الإلكتروليت. أولئك. قيمة الدرجة لكهارل معين ليست قيمة ثابتة.

وبما أن التفكك عملية عكسية، فيمكن كتابة معادلات معدل التفاعل على النحو التالي:

إذا كان التفكك متوازنا، فإن المعدلات متساوية ونتيجة لذلك نحصل عليها توازن ثابت(التفكك ثابت):

تعتمد K على طبيعة المذيب ودرجة الحرارة، ولكنها لا تعتمد على تركيز المحاليل. يتضح من المعادلة أنه كلما زاد عدد الجزيئات غير المنفصلة، ​​انخفضت قيمة ثابت تفكك الإلكتروليت.

الأحماض المتعددة القاعدةتنفصل تدريجيًا، وكل خطوة لها قيمة ثابتة تفكك خاصة بها.

إذا تفكك حمض متعدد القاعدة، فمن السهل إزالة البروتون الأول، ولكن مع زيادة شحنة الأنيون، يزداد الجذب، وبالتالي يصعب إزالة البروتون. على سبيل المثال،

يجب أن تختلف ثوابت تفكك حمض الأورثوفوسفوريك في كل خطوة بشكل كبير:

أنا - المرحلة:

الثانية - المرحلة:

ثالثاً- المرحلة:

في المرحلة الأولى، يكون حمض الأورثوفوسفوريك حمضًا متوسط ​​القوة، وفي المرحلة الثانية يكون ضعيفًا، وفي المرحلة الثالثة يكون ضعيفًا جدًا.

أمثلة على ثوابت التوازن لبعض محاليل الإلكتروليتات.

لنلقي نظرة على مثال:

إذا تمت إضافة النحاس المعدني إلى محلول يحتوي على أيونات الفضة، ففي لحظة التوازن، يجب أن يكون تركيز أيونات النحاس أكبر من تركيز الفضة.

لكن الثابت له قيمة منخفضة:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

مما يشير إلى أنه بحلول الوقت الذي تم فيه الوصول إلى التوازن، كان قد تم إذابة القليل جدًا من كلوريد الفضة.

يتم تضمين تركيزات النحاس والفضة المعدنية في ثابت التوازن.

المنتج الأيوني للماء.

ويحتوي الجدول أدناه على البيانات التالية:

ويسمى هذا الثابت المنتج الأيوني من الماءوالتي تعتمد فقط على درجة الحرارة. وفقًا للتفكك، يوجد أيون هيدروكسيد واحد لكل 1 H+ أيون. في الماء النقي تركيز هذه الأيونات هو نفسه: [ ح + ] = [أوه - ].

من هنا، [ ح + ] = [أوه- ] = = 10-7 مول/لتر.

إذا قمت بإضافة مادة غريبة إلى الماء، على سبيل المثال، حمض الهيدروكلوريك، فإن تركيز أيونات الهيدروجين سيزيد، ولكن المنتج الأيوني للماء لا يعتمد على التركيز.

وإذا أضفت القلويات فإن تركيز الأيونات سيزيد، وستنخفض كمية الهيدروجين.

التركيز ومترابطان: كلما زادت قيمة واحدة، قلت الأخرى.

حموضة المحلول (pH).

عادة ما يتم التعبير عن حموضة المحاليل من خلال تركيز الأيونات ح+.في البيئات الحمضية الرقم الهيدروجيني<10 -7 моль/л, в нейтральных - الرقم الهيدروجيني= 10 -7 مول/لتر، في القلوية - الرقم الهيدروجيني> 10 -7 مول/لتر.
يتم التعبير عن حموضة المحلول من خلال اللوغاريتم السلبي لتركيز أيونات الهيدروجين، ويطلق عليه ذلك الرقم الهيدروجيني.

الرقم الهيدروجيني = -إل جي[ ح + ].

العلاقة بين الثابت ودرجة التفكك.

النظر في مثال على تفكك حمض الخليك:

لنجد الثابت:

التركيز المولي ج=1/الخامس، نعوض بها في المعادلة ونحصل على:

هذه المعادلات قانون التربية دبليو أوستوالد، والتي بموجبها لا يعتمد ثابت تفكك المنحل بالكهرباء على تخفيف المحلول.