در هنگام تفکیک اسیدها، نقش کاتیون ها توسط یون های هیدروژن(H +)، هیچ کاتیون دیگری در طول تفکیک اسیدها تشکیل نمی شود:

HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -

این یون های هیدروژن هستند که به اسیدها ویژگی های مشخصه خود را می دهند: طعم ترش، رنگ قرمز نشانگر و غیره.

یون های منفی (آنیون ها) از یک مولکول اسید جدا می شوند باقی مانده اسید.

یکی از ویژگی های تفکیک اسیدها بازی بودن آنها است - تعداد یون های هیدروژن موجود در یک مولکول اسید که می تواند در حین تفکیک تشکیل شود:

• اسیدهای مونوبازیک: HCl، HF، HNO 3.
• اسیدهای دوبازیک: H 2 SO 4، H 2 CO 3 .
• اسیدهای تری بازیک: H 3 PO 4.

فرآیند حذف کاتیون های هیدروژن در اسیدهای پلی بازیک در مراحل انجام می شود: ابتدا یک یون هیدروژن حذف می شود، سپس دیگری (سوم).

تفکیک گام به گام اسید دی بازیک:

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

تفکیک گام به گام اسید تری بازیک:

H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3-

هنگام تفکیک اسیدهای پلی بازیک، بالاترین درجه تفکیک در مرحله اول اتفاق می افتد. به عنوان مثال، در هنگام تفکیک اسید فسفریک، درجه تفکیک مرحله اول 27٪ است. دوم - 0.15٪؛ سوم - 0.005٪.

تفکیک پایه

در حین تفکیک بازها، نقش آنیون ها توسط یون های هیدروکسید(OH -)، هیچ آنیون دیگری در حین تفکیک بازها تشکیل نمی شود:

NaOH ↔ Na + + OH -

اسیدیته یک باز با تعداد یون های هیدروکسید تشکیل شده در طی تفکیک یک مولکول از باز تعیین می شود:

• بازهای تک اسیدی - KOH، NaOH؛
• بازهای دی اسید - Ca(OH) 2;
• بازهای تری اسید - Al(OH) 3.

بازهای پلی اسید، بر اساس قیاس با اسیدها، نیز به صورت مرحله ای تفکیک می شوند - در هر مرحله یک یون هیدروکسید جدا می شود:

برخی از مواد، بسته به شرایط، می توانند هم به عنوان اسید (با حذف کاتیون های هیدروژن تجزیه می شوند) و هم به عنوان باز (با حذف یون های هیدروکسید تجزیه می شوند) عمل کنند. چنین موادی نامیده می شوند آمفوتریک(به واکنش های اسید-باز مراجعه کنید).

تفکیک Zn(OH) 2 به عنوان باز:

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

تفکیک Zn(OH) 2 به عنوان اسید:

Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2H + + 2-

تفکیک نمک ها

نمک ها در آب به آنیون های باقی مانده های اسیدی و کاتیون های فلزات (یا سایر ترکیبات) تجزیه می شوند.

طبقه بندی تفکیک نمک:

• نمک های معمولی (متوسط).با جایگزینی کامل همزمان تمام اتم‌های هیدروژن در اسید با اتم‌های فلز به دست می‌آیند - اینها الکترولیت‌های قوی هستند که با تشکیل کاتوین‌های فلزی و یک باقیمانده یک اسید در آب کاملاً تجزیه می‌شوند: NaNO 3، Fe 2 (SO 4) 3، K 3 PO 4.
• نمک های اسیدیدر ترکیب آنها، علاوه بر اتم های فلز و یک باقیمانده اسیدی، یک (چند) اتم هیدروژن دیگر - آنها با تشکیل کاتیون های فلزی، آنیون های باقی مانده اسیدی و یک کاتیون هیدروژن به تدریج جدا می شوند: NaHCO 3، KH 2 PO 4 NaH 2 PO 4.
• نمک های اساسیدر ترکیب آنها علاوه بر اتم های فلز و یک باقیمانده اسیدی، یک (چند) گروه هیدروکسیل دیگر - آنها با تشکیل کاتیون های فلزی، آنیون های باقی مانده اسیدی و یون هیدروکسید تجزیه می شوند: (CuOH) 2 CO 3، Mg ( OH) Cl.
• نمک های مضاعفبا جایگزینی همزمان اتم های هیدروژن در اسید با اتم های فلزات مختلف به دست می آیند: KAl(SO 4) 2.
• نمک های مخلوطبه کاتیون های فلزی و آنیون های چند باقی مانده اسیدی تجزیه می شود: CaClBr.

تفکیک نمک معمولی: K 3 PO 4 ↔ 3K + + PO 4 3- تفکیک نمک اسید: NaHCO 3 ↔ Na + + HCO 3 - HCO 3 - ↔ H+ + CO 3 2- تفکیک نمک بازی: Mg(OH) Cl ↔ Mg (OH) + + Cl - Mg(OH) + ↔ Mg 2+ + OH - تفکیک نمک مضاعف: KAl(SO 4) 2 ↔ K + + Al 3+ + 2SO 4 2- تفکیک نمک مخلوط: CaClBr ↔ Ca 2 + + Cl - + Br -

موادی که محلول (یا مذاب) آنها جریان الکتریکی را هدایت می کنند نامیده می شوند e l e c t r o l i t a m i. اغلب محلول های خود این مواد را الکترولیت می نامند. این محلول ها (ذوب) از الکترولیت ها هستند هادی های نوع دوم،زیرا انتقال الکتریسیته در آنها با حرکت انجام می شود و در مورد n در مورد در - ذرات باردار. یک ذره با بار مثبت نامیده می شود کاتیون (Ca +2)، ذره ای حامل بار منفی - آنیون (او -). یون ها می توانند ساده (Ca +2، H +) و پیچیده (PO 4 ־ 3، HCO 3 ־ 2) باشند.

بنیانگذار تئوری تفکیک الکترولیتی دانشمند سوئدی S. Arrhenius است. طبق نظریه تفکیک الکترولیتی متلاشی شدن مولکول ها به یون ها هنگام حل شدن در آب است و این بدون تأثیر جریان الکتریکی رخ می دهد. با این حال، این نظریه به این سؤال پاسخ نداد: چه دلایلی ظاهر یون ها را در محلول ها تعیین می کند و چرا یون های مثبت هنگام برخورد با منفی، ذرات خنثی را تشکیل نمی دهند.

دانشمندان روسی سهم خود را در توسعه این نظریه انجام دادند: D.I. مندلیف، I.A. Kablukov - حامیان نظریه شیمیایی محلول ها، که به تأثیر حلال در فرآیند تفکیک توجه کردند. کابلوکوف استدلال کرد که املاح با حلال برهمکنش دارد ( فرآیند حل ) تشکیل محصولات با ترکیب متغیر ( نمک ها ).

یک حلال یونی است که توسط مولکول های حلال احاطه شده است (پوسته حلال)، که می تواند اعداد مختلفی داشته باشد (به این ترتیب یک ترکیب متغیر به دست می آید). اگر حلال آب باشد، فرآیند برهمکنش بین مولکول های حل شونده و حلال نامیده می شود. g i d r a t a t i e y، و محصول تعامل است g i d r a t o m.

بنابراین، علت تفکیک الکترولیتی حلال شدن (هیدراتاسیون) است. و این حلال شدن (هیدراتاسیون) یونها است که از ترکیب مجدد آنها به مولکولهای خنثی جلوگیری می کند.

از نظر کمی، فرآیند تفکیک با مقدار مشخص می شود درجه تفکیک الکترولیتی ( α ), که نسبت مقدار ماده متلاشی شده به یون ها به کل ماده محلول است. نتیجه می شود که برای الکترولیت های قوی α = 1 یا 100% (یون های محلول در محلول وجود دارد)، برای الکترولیت های ضعیف 0< α < 1 (в растворе присутствуют наряду с ионами растворенного вещества и его недиссоциированные молекулы), для неэлектролитов α = 0 (هیچ یونی در محلول وجود ندارد). علاوه بر ماهیت املاح و حلال، مقدار α به غلظت محلول و دما بستگی دارد.

اگر حلال آب باشد، الکترولیت های قوی عبارتند از:

1) تمام نمک ها؛

2) اسیدهای زیر: HCl، HBr، HI، H2SO4، HNO3، HClO4.

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

فرآیند تفکیک الکترولیتی برگشت پذیر است، بنابراین، می توان آن را با مقدار ثابت تعادل مشخص کرد، که در مورد یک الکترولیت ضعیف، نامیده می شود. ثابت تفکیک (K D ) .

هرچه این مقدار بیشتر باشد، الکترولیت راحت‌تر به یون‌ها تجزیه می‌شود، یون‌های آن بیشتر در محلول هستند. به عنوان مثال: HF ═ H + + F־

این مقدار در دمای معین ثابت است و به ماهیت الکترولیت و حلال بستگی دارد.

اسیدهای پلی بازیک و بازهای پلی اسیدی به صورت مرحله ای تفکیک می شوند. به عنوان مثال، مولکول های اسید سولفوریک در درجه اول یک کاتیون هیدروژن را حذف می کنند:

H 2 SO 4 ═ H + + HSO 4 ־ .

حذف یون دوم طبق معادله

HSO 4 ־ ═ N + + SO 4 ־ 2

در حال حاضر بسیار دشوارتر است، زیرا باید بر جاذبه یون SO 4 ־ 2 دارای بار مضاعف غلبه کند، که البته، یون هیدروژن را قوی تر از یون HSO 4 ־ دارای بار منفرد جذب می کند. بنابراین، مرحله دوم تجزیه به میزان بسیار کمتری نسبت به مرحله اول رخ می دهد.

بازهای حاوی بیش از یک گروه هیدروکسیل در مولکول نیز گام به گام جدا می شوند. مثلا:

Ba(OH) 2 ═ BaOH + + OH - ;

BaOH + = Ba 2+ + OH - .

نمک های متوسط ​​(معمولی) همیشه به یون های فلزی و باقی مانده های اسیدی تجزیه می شوند:

CaCl 2 = Ca 2 + + 2Cl - ;

Na 2 SO 4 = 2Na + + SO 4 2- .

نمک های اسیدی مانند اسیدهای پلی بازیک به صورت مرحله ای جدا می شوند. مثلا:

NaHCO 3 = Na + + HCO 3 - ;

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

با این حال، درجه تفکیک در مرحله دوم بسیار کم است، به طوری که محلول نمک اسید تنها حاوی تعداد کمی یون هیدروژن است.

نمک های بازی به یون های بازی و اسیدی تجزیه می شوند. مثلا:

Fe(OH)Cl2 = FeOH 2+ + 2Cl - .

تقریباً هیچ تفکیک ثانویه ای از یون های باقیمانده اساسی به یون های فلزی و هیدروکسیل رخ نمی دهد.

وزارت آموزش و پرورش و علوم فدراسیون روسیه

دانشگاه ملی تحقیقات هسته ای "MEPhI"

موسسه مهندسی و فناوری بالاکوو

تفکیک الکترولیتی

دستورالعمل انجام کارهای آزمایشگاهی

در درس "شیمی" برای دانشجویان فنی

تخصص ها و جهت ها،

در درس "شیمی عمومی و معدنی"

برای دانش آموزان جهت KhMTN

همه اشکال آموزش

بالاکوو 2014

هدف از این کار بررسی مکانیسم تفکیک محلول های آبی الکترولیت ها است.

مفاهیم اساسی

تفکیک الکترولیتی فرآیند تجزیه مولکول های ماده به یون ها تحت تأثیر مولکول های حلال قطبی است. الکترولیت ها موادی هستند که جریان الکتریکی را در یک محلول یا مذاب هدایت می کنند (اینها شامل بسیاری از اسیدها، بازها و نمک ها هستند).

بر اساس تئوری نظریه الکترولیتی توسط S. Arrhenius (1887)، هنگامی که الکترولیت ها در آب حل می شوند، به یون های دارای بار مثبت و منفی تجزیه می شوند. یون های دارای بار مثبت کاتیون نامیده می شوند و شامل یون های هیدروژن و فلز می شوند. یون های دارای بار منفی آنیون نامیده می شوند که شامل یون های اسید و یون های هیدروکسید می شود. بار کل همه یون ها صفر است، بنابراین محلول به عنوان یک کل خنثی است. خواص یون ها با خواص اتم هایی که از آنها تشکیل شده اند متفاوت است. تفکیک الکترولیتی یک فرآیند برگشت پذیر است (واکنش معکوس را تداعی می گویند). این نظریه بعدا توسط D.I تکمیل شد. مندلیف و I.A. پاشنه.

مکانیسم تفکیک الکترولیتی

الکترولیت ها موادی هستند که در مولکول های آنها اتم ها با پیوندهای یونی یا قطبی به هم متصل شده اند. بر اساس مفاهیم مدرن، تفکیک الکترولیتی در نتیجه برهمکنش مولکول های الکترولیت با مولکول های حلال قطبی رخ می دهد. حلالیت برهمکنش یون ها با مولکول های حلال است. هیدراتاسیون فرآیند برهمکنش یون ها با مولکول های آب است.

بسته به ساختار ماده محلول در حالت بی آب، تفکیک آن به طور متفاوتی انجام می شود.

مواد دارای پیوند یونی که از یون تشکیل شده اند، به راحتی تفکیک می شوند. هنگامی که چنین ترکیباتی (به عنوان مثال NaCl) حل می شوند، دوقطبی های آب حول یون های مثبت و منفی شبکه بلوری 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

عکس. 1. طرح تفکیک یک مولکول یک ماده با پیوند یونی

فرآیند تفکیک الکترولیتی را می توان با معادله بیان کرد

NaCl + (m+n)H2O
Na + (H 2 O) m + Cl - (H 2 O) n

به طور معمول، فرآیند تفکیک به صورت یک معادله نوشته می شود و حلال (H2O) حذف می شود.

NaCl
Na + + Cl -

مولکول های دارای پیوند قطبی کووالانسی (مثلاً HCl) به طور مشابهی تفکیک 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 پیوندی (جفت الکترون) به طور کامل به سمت اتم با الکترونگاتیوی بالاتر منتقل می شود، مولکول قطبی یونی می شود و سپس یون های هیدراته به راحتی تشکیل می شوند. تفکیک مولکول های قطبی می تواند کامل یا جزئی باشد.

شکل 2. طرح تفکیک یک مولکول یک ماده با کووالانسی

پیوند قطبی

تفکیک الکترولیتی HCl با معادله بیان می شود

HCl + (m+n)H2O
H + (H 2 O) m + Cl - (H 2 O) n

یا با حذف حلال (H2O)

KAn
K + + A -

برای توصیف کمی فرآیند تفکیک، مفهوم درجه تفکیک (α) معرفی شده است. درجه تفکیک الکترولیت نشان می دهد که چه بخشی از مولکول های محلول ماده به یون تجزیه شده است. درجه تفکیک الکترولیت نسبت تعداد مولکولهای تفکیک شده (N دیس) به تعداد کل مولکول های محلول (N)

(1)

درجه تفکیک معمولاً یا بر حسب کسری از واحد یا به صورت درصد بیان می شود، به عنوان مثال، برای محلول 0.1 نیوتن اسید استیک CH 3 COOH.

α= 0.013 (یا 1.3). درجه تفکیک به ماهیت الکترولیت و حلال، دما و غلظت بستگی دارد.

با توجه به درجه تفکیک (α)، تمام الکترولیت ها به سه گروه تقسیم می شوند. الکترولیت هایی با درجه تفکیک بیشتر از 0.3 (30%) معمولا قوی نامیده می شوند، با درجه تفکیک از 0.02 (2%) تا 0.3 (30%) - متوسط، کمتر از 0.02 (2%) - الکترولیت های ضعیف.

الکترولیت های قوی ترکیبات شیمیایی هستند که مولکول های آنها در محلول های رقیق تقریباً به طور کامل به یون تجزیه می شوند. در محلول الکترولیت قوی، املاح عمدتاً به شکل یون ها (کاتیون ها و آنیون ها) است. مولکول های تفکیک نشده عملا وجود ندارند. درجه تفکیک چنین الکترولیت هایی نزدیک به 1 است. الکترولیت های قوی عبارتند از:

1) اسیدها (H2SO4، HCl، HNO3، HBr، HI، HClO4، HMnO4).

2) بازها - هیدروکسیدهای فلزات گروه اول زیرگروه اصلی (قلیایی) - LiOH، NaOH، KOH، RbOH، CsOH، و همچنین هیدروکسیدهای فلزات قلیایی خاکی - Ba(OH) 2، Ca(OH) 2، Sr(OH) 2;.

3) نمک های محلول در آب (به جدول حلالیت مراجعه کنید).

الکترولیت های با قدرت متوسط ​​عبارتند از H 3 PO 4، HF و غیره.

الکترولیت های ضعیف به مقدار بسیار کمی به یون ها تجزیه می شوند؛ در محلول ها عمدتاً در حالت تفکیک نشده (به شکل مولکولی) هستند. الکترولیت های ضعیف عبارتند از:

1) اسیدهای معدنی (H2CO3، H2S، HNO2، H2SO3، HCN، H2SiO3، HCNS، HClO، HClO2، HBrO، H3VO3، و غیره)؛

2) هیدروکسید آمونیوم (NH 4 OH).

3) آب H 2 O;

4) نمکهای نامحلول و کمی محلول و هیدروکسیدهای برخی از فلزات (به جدول حلالیت مراجعه کنید).

5) اکثر اسیدهای آلی (به عنوان مثال، استیک CH 3 COOH، HCOOH فرمیک).

برای الکترولیت های ضعیف، تعادل بین مولکول ها و یون های جدا نشده برقرار می شود.

CH3COOH
H + + CH 3 COO -

در تعادل ثابت، بر اساس قانون عمل توده

ثابت تفکیک K نشان‌دهنده قدرت مولکول‌ها در یک محلول معین است: هرچه K کمتر باشد، الکترولیت ضعیف‌تر تجزیه می‌شود و مولکول‌های آن پایدارتر است.

ثابت تفکیک به درجه تفکیک با وابستگی مرتبط است

, (2)

که در آن - α درجه تفکیک است.

ج – غلظت مولی الکترولیت در محلول، mol/l.

اگر درجه تفکیک α بسیار کوچک باشد، پس می توان از آن صرف نظر کرد

K=
یا α= (4)

وابستگی (4) بیان ریاضی قانون رقت دبلیو استوالد است.

رفتار محلول‌های الکترولیت‌های ضعیف با قانون استوالد و محلول‌های رقیق الکترولیت‌های قوی با قانون دبای-هوکل توصیف می‌شوند (5):

K=
, (5)

که در آن غلظت (c) با فعالیت (a) جایگزین می شود که دقیق ترین رفتار الکترولیت های قوی را مشخص می کند. ضرایب فعالیت به ماهیت حلال و املاح، غلظت محلول و همچنین به دما بستگی دارد.

فعالیت از طریق رابطه زیر با تمرکز مرتبط است:

(6)

که در آن γ ضریب فعالیت است که به طور رسمی همه انواع برهمکنش ذرات را در یک محلول معین در نظر می گیرد که منجر به انحراف از خواص راه حل های ایده آل می شود.

تفکیک الکترولیت های مختلف

بر اساس تئوری تفکیک الکترولیتی، اسید الکترولیتی است که برای تشکیل یون های H + و باقیمانده اسید تجزیه می شود.

HNO3
H + + NO 3 -

H2SO4
2H + + SO 4 2-

الکترولیتی که برای تشکیل یون های هیدروکسید OH تجزیه می شود، باز نامیده می شود. به عنوان مثال، هیدروکسید سدیم بر اساس طرح زیر تجزیه می شود:

NaOH
Na + + OH -

اسیدهای پلی بازیک و همچنین بازهای فلزات چند ظرفیتی به صورت مرحله ای تفکیک می شوند، به عنوان مثال،

مرحله اول H 2 CO 3
H + + HCO 3 -

مرحله 2 HCO 3 -
H + + CO 3 2-

تفکیک در مرحله اول با ثابت تفکیک K 1 = 4.3 10-7 مشخص می شود.

تفکیک در مرحله دوم با ثابت تفکیک K2 = 5.6 10-11 مشخص می شود.

تعادل خلاصه

H2CO3
2H + + CO 3 2-

ثابت تعادل کل

تفکیک گام به گام پایه های چند ظرفیتی

1 مرحله مس (OH) 2
+ + اوه -

مرحله دوم +
Cu 2+ + OH -

برای تفکیک گام به گام همیشه K 1 > K 2 > K 3 >... است، زیرا انرژی که باید برای جدا کردن یک یون صرف شود، وقتی از یک مولکول خنثی جدا شود، حداقل است.

الکترولیت ها را آمفوتر می نامند اگر به صورت اسید و باز تفکیک شوند، مثلاً هیدروکسید روی:

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

الکترولیت های آمفوتریک شامل هیدروکسید آلومینیوم Al(OH) 3، هیدروکسید سرب Pb(OH) 2، هیدروکسید قلع Sn(OH) 2 و غیره هستند.

نمک‌های متوسط ​​(معمولی)، محلول در آب، تجزیه می‌شوند تا یون‌های فلزی با بار مثبت و یون‌های با بار منفی باقیمانده اسید را تشکیل دهند.

Ca(NO3)2
Ca 2 + + 2NO 3 -

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3 + + 3SO 4 2-

نمک های اسیدی (هیدروسالت ها) الکترولیت های حاوی هیدروژن در آنیون هستند که می توانند به شکل یون هیدروژن H + تجزیه شوند. تفکیک نمک های اسیدی در مراحل انجام می شود، به عنوان مثال:

1 مرحله KHCO 3
K + + HCO 3 -

مرحله 2 HCO 3 -
H + + CO 3 2-

درجه تفکیک الکترولیتی در مرحله دوم بسیار کم است، بنابراین محلول نمک اسیدی تنها حاوی تعداد کمی یون هیدروژن است.

نمک های پایه (نمک های هیدروکسو) الکترولیت هایی هستند که حاوی یک یا چند گروه هیدروکسی OH - در کاتیون هستند. مثلا:

1 مرحله FeOHCl 2
2+ + 2Cl –

مرحله دوم 2+
Fe 3+ + OH –

نمک های مضاعف به کاتیون ها و آنیون های فلزی تجزیه می شوند

KAl (SO 4) 2
K + + Al 3 + + 2SO 4 2-

نمک های پیچیده برای تشکیل یک یون پیچیده تجزیه می شوند

K 3
3K + + 3-

واکنش های تبادلی در محلول های الکترولیت

واکنش‌های تبادلی بین الکترولیت‌ها در محلول در جهت اتصال یون‌ها و تشکیل مواد گازی کم محلول یا الکترولیت‌های ضعیف ادامه می‌یابد. معادلات یونی - مولکولی یا به سادگی یونی واکنش های تبادلی وضعیت الکترولیت را در محلول منعکس می کند. در این معادلات، الکترولیت‌های محلول قوی به شکل یون‌های تشکیل‌دهنده آنها و الکترولیت‌های ضعیف، مواد کم محلول و گاز به طور معمول به شکل مولکولی نوشته می‌شوند، صرف نظر از اینکه واکنش‌دهنده اصلی یا محصولات واکنش باشند. در یک معادله یون مولکولی، یون های یکسان از هر دو طرف حذف می شوند. هنگام ساخت معادلات یونی-مولکولی، به یاد داشته باشید که مجموع بارهای سمت چپ معادله باید برابر با مجموع بارهای سمت راست معادله باشد. هنگام تنظیم معادلات، جدول را ببینید. 1.2 برنامه های کاربردی

برای مثال، معادلات یون مولکولی را برای واکنش بین مواد Cu(NO 3) 2 و Na 2 S بنویسید.

معادله واکنش به شکل مولکولی:

Сu(NO 3) 2 + Na 2 S = СuS +2NaNO3

در نتیجه برهمکنش الکترولیت ها، رسوب CuS تشکیل می شود.

معادله یونی - مولکولی

Cu 2+ + 2NO 3 - + 2Na + + S 2- = CuS +2Na + + 2NO 3 -

با حذف یون های یکسان از هر دو طرف معادله Na + و NO 3 - معادله اختصاری واکنش یون - مولکولی را به دست می آوریم:

Cu 2+ + S 2- = CuS

تفکیک آب

آب یک الکترولیت ضعیف است و به مقدار کمی به یون تجزیه می شود

H 2 O
H + + OH -

K=

یا = K = K در

K در 10-14 = محصول یونی آب نامیده می شود و مقدار ثابتی است. برای آب خالص در دمای 25 درجه سانتیگراد، غلظت یونهای H + و OH - برابر با یکدیگر و برابر با 10 -7 mol/l است، بنابراین · = 10 -14.

برای محلول های خنثی =10-7، برای محلول های اسیدی >10-7، و برای محلول های قلیایی<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 mol/l.

در عمل، اسیدیته یا قلیاییت یک محلول با استفاده از مقدار pH یا pOH به روشی راحت‌تر بیان می‌شود.

pH =– ورود به سیستم؛

рОН =– log[ОH - ]

به عنوان مثال، اگر = 10 -3 mol/l، pH =– log = 3. اگر = 10-8 mol/l، pH =– log = 8. در محیط خنثی pH = 7، در محیط اسیدی pH< 7, в щелочной среде рН >7.

واکنش تقریبی یک محلول را می توان با استفاده از مواد خاصی به نام اندیکاتور تعیین کرد که رنگ آنها بسته به غلظت یون های هیدروژن تغییر می کند.

الزامات ایمنی شغلی

1. آزمایش با مواد بدبو و سمی باید در هود انجام شود.

2. هنگام تشخیص گاز منتشر شده توسط بو، باید جریان را با حرکات دست از ظرف به سمت خود هدایت کنید.

3. هنگام انجام آزمایش، باید مطمئن شوید که معرف ها به صورت، لباس یا فردی که در کنار شما ایستاده است، نرسد.

هنگام گرم کردن مایعات، به ویژه اسیدها و قلیاها، لوله آزمایش را طوری نگه دارید که دهانه آن به سمت شما باشد.

هنگام رقیق کردن اسید سولفوریک، نباید آب را به اسید اضافه کنید، باید اسید را با احتیاط و در قسمت های کوچک در آب سرد بریزید و محلول را هم بزنید.

تمام بطری های معرف باید با درپوش های مناسب مهر و موم شوند.

معرف های باقی مانده پس از کار نباید بیرون ریخته یا در بطری های معرف ریخته شوند (برای جلوگیری از آلودگی).

رویه اجرای کار

تمرین 1.تغییر رنگ نشانگرها در محیط های خنثی، اسیدی و قلیایی.

معرف ها و تجهیزات: تورنسل; متیل اورنج؛ فنل فتالئین؛ محلول اسید هیدروکلریک HCl، 0.1 N; محلول هیدروکسید NaOH، 0.1 N; لوله های آزمایش

1. 1-2 میلی لیتر آب مقطر را در سه لوله آزمایش بریزید و نشانگرها را اضافه کنید: تورنسل، متیل اورانژ، فنل فتالئین. به رنگ آنها توجه کنید.

2. 1-2 میلی لیتر محلول اسید کلریدریک 0.1 را در سه لوله آزمایش بریزید و همان نشانگرها را اضافه کنید. تغییر رنگ نشانگرها را نسبت به رنگ آنها در آب مشاهده کنید.

3. 1-2 میلی لیتر محلول هیدروکسید سدیم 0.1 N را در سه لوله آزمایش بریزید و همان نشانگرها را اضافه کنید. تغییر رنگ نشانگرها را نسبت به رنگ آنها در آب مشاهده کنید.

نتایج مشاهدات را در قالب جدول ارائه دهید:

وظیفه 2.استحکام پایه نسبی

معرف ها و تجهیزات: محلول کلرید کلسیم CaCl 2, 2N. محلول هیدروکسید NaOH، 2N. محلول هیدروکسید آمونیوم NH 4 OH، 2N; لوله های آزمایش

1-2 میلی لیتر کلرید کلسیم را در دو لوله آزمایش بریزید و به اولین لوله آزمایش محلول هیدروکسید آمونیوم و به لوله دوم به همان میزان محلول هیدروکسید سدیم اضافه کنید.

مشاهدات خود را ثبت کنید. در مورد درجه تفکیک پایه های مشخص شده نتیجه گیری کنید.

وظیفه 3.تبادل واکنش بین محلول های الکترولیت

معرف ها و تجهیزات: محلول کلرید آهن FeCl 3، 0.1 N. محلول سولفات مس CuSO 4، 0.1 N. محلول کربنات سدیم Na 2 CO 3، 0.1 N; محلول هیدروکسید NaOH، 0.1 N; محلول اسید هیدروکلریک HCl، 0.1 N; محلول کلرید باریم BaCl 2، 0.1 N; محلول سولفات سدیم Na 2 SO 4، 0.1 N. محلول پتاسیم هگزاسیانوفرات (II) K4، 0.1 N. لوله های آزمایش

الف) واکنش با تشکیل مواد نامحلول (رسوب).

1-2 میلی لیتر کلرید آهن FeCl 3 را در اولین لوله آزمایش بریزید و به همان حجم سدیم هیدروکسید NaOH، به لوله آزمایش دوم - 1-2 میلی لیتر BaCl 2 و همان حجم سولفات سدیم Na 2 SO 4 اضافه کنید.

معادلات واکنش هایی را که به صورت مولکولی، یونی و یونی اختصاری رخ می دهند بنویسید.

ب) واکنش با تشکیل گازها.

1-2 میلی لیتر محلول کربنات سدیم Na 2 CO 3 را در لوله آزمایش ریخته و به همان حجم محلول HCl اسید کلریدریک اضافه کنید.

مشاهدات خود را یادداشت کنید (رنگ و بوی گاز را مشخص کنید). ماده گازی حاصل را نام ببرید.

معادلات واکنش هایی را که به صورت مولکولی، یونی و یونی اختصاری رخ می دهند بنویسید.

ج) واکنش هایی که با تشکیل مواد کمی تفکیک کننده رخ می دهد.

1-2 میلی لیتر محلول هیدروکسید NaOH را در اولین لوله آزمایش بریزید و به همان حجم محلول HCl اسید کلریدریک اضافه کنید، در لوله آزمایش دوم - 1-2 میلی لیتر محلول سولفات مس CuSO 4 به همان حجم هگزاسیانوفرات پتاسیم (II) اضافه کنید. ) محلول K 4 .

مشاهدات خود را بنویسید (رنگ رسوب تشکیل شده نمک کمپلکس هگزاسیانوفرات مس را نشان دهید).

معادلات واکنش هایی را که به صورت مولکولی، یونی و یونی اختصاری رخ می دهند بنویسید.

وظیفه 4.تفاوت نمک دوگانه و مرکب

معرف ها و تجهیزات: محلول کلرید آهن FeCl 3، 0.1 N. محلول تیوسیانات پتاسیم KSCN، 0.1 N; محلول زاج آهن آمونیوم NH 4 Fe(SO 4) 2, 0.1 N; محلول سینوکسید آهن پتاسیم K 3. 0.1n; لوله های آزمایش

1. محلولی از کلرید آهن FeCl 3 را در یک لوله آزمایش بریزید، سپس کمی پتاسیم تیوسیانات KSCN اضافه کنید. مشاهدات خود را ثبت کنید.

معادلات واکنش هایی را که به صورت مولکولی، یونی و یونی اختصاری رخ می دهند بنویسید. یون SCN یک معرف مشخصه برای یون Fe 3+ است؛ برهمکنش آنها آهن رودان Fe(SCN) 3 را تولید می کند که یک نمک قرمز خون ضعیف تجزیه می شود.

2. محلول آهن آمونیاک آلوم NH 4 Fe(SO 4) 2 را در یک لوله آزمایش، محلول آهن پتاسیم دی اکسید گوگرد K 3 را در لوله دیگر بریزید و در هر کدام از آنها کمی محلول تیوسیانات پتاسیم KSCN بریزید.

معادلات واکنش هایی را که به صورت مولکولی، یونی و یونی اختصاری رخ می دهند بنویسید.

مشاهدات خود را ثبت کنید. یون آهن در کدام ترکیب یافت می شود؟ این یون در کدام ترکیب به صورت یون کمپلکس متصل است؟

وظیفه 5. تغییر در تعادل یونی هنگامی که یونی به همین نام به محلول وارد می شود

NH 4 OH یک باز ضعیف است که بر اساس معادله تفکیک می شود:

NH 4 OH
NH 4 + +OH -

NH 4 Cl - طبق معادله در محلول تفکیک می شود

NH4Cl
NH4++Cl

معرف ها و تجهیزات: 0.1 متر محلول هیدروکسید آمونیوم NH 4 OH، 0.1 N. فنل فتالئین، کلرید آمونیوم کریستالی NH 4 Cl. لوله های آزمایش

2-3 قطره فنل فتالئین را که نشانگر گروه OH است، به یک لوله آزمایش با محلول NH 4 OH اضافه کنید، مخلوط کنید و محلول را در دو لوله آزمایش بریزید: یک لوله آزمایش را برای مقایسه بگذارید، مقداری از آن را اضافه کنید. کریستالی NH 4 Cl به دوم - تضعیف رنگ محلول مشاهده می شود.

تضعیف رنگ زرشکی محلول با این واقعیت توضیح داده می شود که وقتی کلرید آمونیوم وارد محلول می شود، غلظت یون NH 4 + افزایش می یابد که تعادل را به سمت چپ تغییر می دهد و این منجر به کاهش در غلظت یون های OH در محلول

مواد الکترولیت وقتی در آب حل می شوند به ذرات باردار - یون ها تجزیه می شوند. پدیده مخالف مولاریزاسیون یا تداعی است. تشکیل یون ها با تئوری تفکیک الکترولیتی توضیح داده می شود (آرنیوس، 1887). مکانیسم تجزیه ترکیبات شیمیایی در طول ذوب و انحلال تحت تأثیر ویژگی های انواع پیوندهای شیمیایی، ساختار و ماهیت حلال است.

الکترولیت ها و نارساناها

در محلول ها و مذاب ها، شبکه های کریستالی و مولکول ها از بین می روند - تفکیک الکترولیتی (ED). تجزیه مواد با تشکیل یون ها، ظهور خواصی مانند هدایت الکتریکی همراه است. هر ترکیبی قادر به تفکیک نیست، بلکه فقط موادی هستند که در ابتدا از یون ها یا ذرات بسیار قطبی تشکیل شده اند. وجود یون های آزاد توانایی الکترولیت ها را برای هدایت جریان توضیح می دهد. بازها، نمک ها، بسیاری از اسیدهای معدنی و برخی اسیدهای آلی این قابلیت را دارند. نارساناها از مولکول های با قطبیت کم یا غیرقطبی تشکیل شده اند. آنها به یون تجزیه نمی شوند، زیرا غیر الکترولیت هستند (بسیاری از ترکیبات آلی). حامل های بار یون های مثبت و منفی (کاتیون ها و آنیون ها) هستند.

نقش S. Arrhenius و سایر شیمیدانان در مطالعه تجزیه

تئوری تفکیک الکترولیتی در سال 1887 توسط دانشمندی از سوئد S. Arrhenius اثبات شد. اما اولین مطالعات گسترده در مورد خواص محلول ها توسط دانشمند روسی M. Lomonosov انجام شد. T. Grothus و M. Faraday، R. Lenz در مطالعه ذرات باردار ناشی از انحلال مواد مشارکت داشتند. آرنیوس ثابت کرد که بسیاری از ترکیبات معدنی و برخی آلی الکترولیت هستند. دانشمند سوئدی رسانایی الکتریکی محلول ها را با تجزیه ماده به یون توضیح داد. نظریه تفکیک الکترولیتی آرنیوس به مشارکت مستقیم مولکول های آب در این فرآیند اهمیتی نداد. دانشمندان روسی مندلیف، کابلوکوف، کونوولوف و دیگران معتقد بودند که حلالیت رخ می دهد - برهمکنش یک حلال و یک ماده محلول. هنگامی که در مورد سیستم های آبی صحبت می شود، از نام "هیدراتاسیون" استفاده می شود. این یک فرآیند پیچیده فیزیکوشیمیایی است که با تشکیل هیدرات ها، پدیده های حرارتی، تغییر رنگ ماده و ظاهر رسوب مشهود است.

مفاد اساسی تئوری تفکیک الکترولیتی (ED)

بسیاری از دانشمندان برای روشن کردن نظریه S. Arrhenius کار کردند. این نیاز به بهبود آن با در نظر گرفتن داده های مدرن در مورد ساختار اتم و پیوندهای شیمیایی داشت. مفاد اصلی TED فرموله شده است که با تزهای کلاسیک اواخر قرن نوزدهم متفاوت است:

هنگام ترسیم معادلات باید پدیده هایی را که رخ می دهد در نظر گرفت: یک علامت ویژه برای یک فرآیند برگشت پذیر اعمال کنید، بارهای منفی و مثبت را بشمارید: آنها باید در کل یکسان باشند.

مکانیسم ED مواد یونی

تئوری مدرن تفکیک الکترولیتی ساختار مواد و حلال های الکترولیت را در نظر می گیرد. هنگامی که حل می شود، پیوندهای بین ذرات باردار مخالف در کریستال های یونی تحت تأثیر مولکول های آب قطبی از بین می روند. آنها به معنای واقعی کلمه یون ها را از کل جرم به داخل محلول "کشش" می کنند. این تجزیه با تشکیل یک پوسته حلال (در آب، یک پوسته هیدراتاسیون) در اطراف یون ها همراه است. علاوه بر آب، کتون ها و الکل های پایین تر ثابت دی الکتریک را افزایش داده اند. هنگامی که کلرید سدیم به یون های Na + و Cl - تجزیه می شود، مرحله اولیه ثبت می شود که با جهت گیری دوقطبی های آب نسبت به یون های سطحی در کریستال همراه است. در مرحله آخر، یون های هیدراته آزاد شده و در مایع پخش می شوند.

مکانیسم ترکیبات ED با پیوندهای کووالانسی بسیار قطبی

مولکول های حلال بر عناصر ساختار کریستالی مواد غیریونی تأثیر می گذارند. به عنوان مثال، اثر دوقطبی آب بر اسید کلریدریک منجر به تغییر نوع پیوند در مولکول از کووالانسی قطبی به یونی می شود. این ماده تجزیه می شود و یون های هیدروژن و کلر هیدراته وارد محلول می شوند. این مثال اهمیت آن دسته از فرآیندهایی را که بین ذرات حلال و ترکیب محلول رخ می دهد اثبات می کند. این تعامل است که منجر به تشکیل یون های الکترولیت می شود.

تئوری تفکیک الکترولیتی و طبقات اصلی ترکیبات معدنی

با توجه به اصول اولیه TED، یک اسید را می توان الکترولیت نامید که در خلال فروپاشی آن فقط پروتون H + را می توان از یون های مثبت تشخیص داد. تفکیک پایه با تشکیل یا آزاد شدن از شبکه کریستالی تنها آنیون OH و کاتیون فلز همراه است. هنگامی که یک نمک معمولی حل می شود، یک یون فلزی مثبت و یک باقیمانده اسید منفی تولید می کند. نمک اصلی با حضور دو نوع آنیون متمایز می شود: یک گروه OH و یک باقی مانده اسید. نمک اسیدی فقط حاوی هیدروژن و کاتیون های فلزی است.

قدرت الکترولیت

برای توصیف وضعیت یک ماده در محلول، از یک کمیت فیزیکی استفاده می شود - درجه تفکیک (α). مقدار آن از نسبت تعداد مولکول های پوسیده به تعداد کل آنها در محلول بدست می آید. عمق تفکیک توسط شرایط مختلف تعیین می شود. خواص دی الکتریک حلال و ساختار ترکیب محلول مهم است. به طور معمول، درجه تفکیک با افزایش غلظت کاهش می یابد و با افزایش دما افزایش می یابد. اغلب درجه تفکیک یک ماده خاص در کسری از وحدت بیان می شود.

طبقه بندی الکترولیت ها

تئوری تفکیک الکترولیتی در پایان قرن نوزدهم حاوی مقرراتی در مورد برهمکنش یون‌ها در محلول نبود. تأثیر مولکول های آب بر توزیع کاتیون ها و آنیون ها برای آرنیوس بی اهمیت به نظر می رسید. ایده های آرنیوس در مورد الکترولیت های قوی و ضعیف رسمی بود. بر اساس مقررات کلاسیک، می توان مقدار α = 0.75-0.95 را برای الکترولیت های قوی به دست آورد. آزمایش ها برگشت ناپذیری تفکیک آنها را ثابت کرده اند (α → 1). نمک های محلول، اسیدهای سولفوریک و هیدروکلریک و قلیاها تقریباً به طور کامل به یون تجزیه می شوند. اسیدهای سولفوردار، نیتروژن دار، هیدروفلوریک و اورتوفسفریک تا حدی تجزیه می شوند. الکترولیت های ضعیف را سیلیسیم، استیک، سولفید هیدروژن و اسیدهای کربنیک، هیدروکسید آمونیوم و بازهای نامحلول در نظر می گیرند. آب نیز یک الکترولیت ضعیف در نظر گرفته می شود. بخش کوچکی از مولکول‌های H 2 O جدا می‌شوند و در همان زمان مولار شدن یون‌ها رخ می‌دهد.

تئوری تفکیک الکترولیتیتوسط دانشمند سوئدی S. Arrhenius در سال 1887 پیشنهاد شد.

تفکیک الکترولیتی- این تجزیه مولکول های الکترولیت با تشکیل یون های دارای بار مثبت (کاتیون ها) و بار منفی (آنیون ها) در محلول است.

به عنوان مثال، اسید استیک در یک محلول آبی به صورت زیر تجزیه می شود:

CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .

تفکیک یک فرآیند برگشت پذیر است. اما الکترولیت های مختلف به طور متفاوتی تفکیک می شوند. درجه بستگی به ماهیت الکترولیت، غلظت آن، ماهیت حلال، شرایط خارجی (دما، فشار) دارد.

درجه تفکیک α -نسبت تعداد مولکول های تجزیه شده به یون ها به تعداد کل مولکول ها:

α=v´(x)/v(x).

درجه می تواند از 0 تا 1 (از عدم تفکیک تا تکمیل کامل آن) متفاوت باشد. به صورت درصد نشان داده شده است. به صورت تجربی تعیین شد. هنگامی که الکترولیت جدا می شود، تعداد ذرات در محلول افزایش می یابد. درجه تفکیک نشان دهنده قدرت الکترولیت است.

تمیز دادن قویو الکترولیت های ضعیف.

الکترولیت های قوی- اینها آن دسته از الکترولیت هایی هستند که درجه تفکیک آنها بیش از 30٪ است.

الکترولیت های با قدرت متوسط- اینها کسانی هستند که درجه تفکیک آنها از 3٪ تا 30٪ متغیر است.

الکترولیت های ضعیف- درجه تفکیک در محلول آبی 0.1 M کمتر از 3٪ است.

نمونه هایی از الکترولیت های ضعیف و قوی

الکترولیت های قوی در محلول های رقیق به طور کامل به یون تجزیه می شوند، به عنوان مثال. α = 1. اما آزمایشات نشان می دهد که تفکیک نمی تواند برابر با 1 باشد، یک مقدار تقریبی دارد، اما برابر با 1 نیست. این یک تفکیک واقعی نیست، بلکه ظاهری است.

به عنوان مثال، اجازه دهید برخی از اتصال α = 0.7. آن ها طبق نظریه آرنیوس، 30 درصد از مولکول های تفکیک نشده در محلول شناور هستند. و 70٪ یونهای آزاد تشکیل دادند. و تئوری الکترواستاتیک تعریف دیگری برای این مفهوم ارائه می دهد: اگر α = 0.7، آنگاه همه مولکول ها به یون ها تفکیک می شوند، اما یون ها تنها 70٪ آزاد هستند و 30٪ باقی مانده توسط برهمکنش های الکترواستاتیکی محدود می شوند.

درجه تفکیک ظاهری

درجه تفکیک نه تنها به ماهیت حلال و املاح بستگی دارد، بلکه به غلظت محلول و دما نیز بستگی دارد.

معادله تفکیک را می توان به صورت زیر نشان داد:

AK ⇄ A- + K + .

و درجه تفکیک را می توان به صورت زیر بیان کرد:

با افزایش غلظت محلول، درجه تفکیک الکترولیت کاهش می یابد. آن ها مقدار درجه برای یک الکترولیت خاص یک مقدار ثابت نیست.

از آنجایی که تفکیک یک فرآیند برگشت پذیر است، معادلات سرعت واکنش را می توان به صورت زیر نوشت:

اگر تفکیک تعادلی باشد، نرخ ها برابر هستند و در نتیجه به دست می آوریم ثابت تعادل(حد تفکیک):

K به ماهیت حلال و دما بستگی دارد، اما به غلظت محلول ها بستگی ندارد. از معادله مشخص می شود که هر چه تعداد مولکول های تفکیک نشده بیشتر باشد، مقدار ثابت تفکیک الکترولیت کمتر است.

اسیدهای پلی بازیکتفکیک گام به گام، و هر مرحله مقدار ثابت تفکیک خود را دارد.

اگر یک اسید پلی بازیک تجزیه شود، اولین پروتون به راحتی حذف می شود، اما با افزایش بار آنیون، جاذبه افزایش می یابد و بنابراین حذف پروتون بسیار دشوارتر است. مثلا،

ثابت های تفکیک اسید اورتوفسفریک در هر مرحله باید بسیار متفاوت باشد:

من - مرحله:

مرحله دوم:

مرحله سوم:

اسید اورتوفسفریک در مرحله اول اسیدی با قدرت متوسط ​​و در مرحله دوم ضعیف و در مرحله سوم بسیار ضعیف است.

نمونه هایی از ثابت های تعادل برای برخی محلول های الکترولیت.

بیایید به یک مثال نگاه کنیم:

اگر مس فلزی به محلولی حاوی یون های نقره اضافه شود، در لحظه تعادل، غلظت یون مس باید بیشتر از غلظت نقره باشد.

اما ثابت مقدار کمی دارد:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

که نشان می دهد تا زمانی که به تعادل رسید، کلرید نقره بسیار کمی حل شده بود.

غلظت فلزی مس و نقره در ثابت تعادل گنجانده شده است.

محصول یونی آب

جدول زیر حاوی داده های زیر است:

این ثابت نامیده می شود محصول یونی آب، که فقط به دما بستگی دارد. بر اساس تفکیک، یک یون هیدروکسید در هر یون H+ وجود دارد. در آب خالص غلظت این یون ها یکسان است: اچ + ] = [اوه - ].

از اینجا، [ اچ + ] = [اوه- ] = = 10-7 مول در لیتر.

اگر یک ماده خارجی، مثلاً اسید کلریدریک را به آب اضافه کنید، غلظت یون هیدروژن افزایش می یابد، اما محصول یونی آب به غلظت بستگی ندارد.

و اگر قلیایی اضافه کنید، غلظت یون ها افزایش می یابد و مقدار هیدروژن کاهش می یابد.

تمرکز و به هم مرتبط هستند: هر چه یک مقدار بیشتر باشد، مقدار دیگری کمتر است.

اسیدیته محلول (pH).

اسیدیته محلول ها معمولاً با غلظت یون ها بیان می شود H+.در محیط های اسیدی pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10 -7 mol/l، به صورت قلیایی - pH> 10-7 مول در لیتر.
اسیدیته یک محلول از طریق لگاریتم منفی غلظت یون های هیدروژن بیان می شود و به آن می گویند. pH.

pH = -ال جی[ اچ + ].

رابطه بین ثابت و درجه تفکیک.

مثالی از تفکیک اسید استیک را در نظر بگیرید:

بیایید ثابت را پیدا کنیم:

غلظت مولی C=1/V، آن را جایگزین معادله کنید و بدست آورید:

این معادلات هستند قانون پرورش W. Ostwaldکه بر اساس آن ثابت تفکیک الکترولیت به رقیق شدن محلول بستگی ندارد.