Elektrolit ayrışma teorisi. Elektrolitik ayrışma teorisi

Arrhenius'un teorisi aşağıdaki ana hükümleri içeriyordu:

Çözünme sırasında inorganik ve organik asit molekülleri, hidroksitler ve tuzlar iyonlara parçalanır (ayrışır):

HCl H++ Cl –

NaOH Na + + OH –

K2SO4 2K + + SO 4 2–

İyonlar, tek tek atomlardan, bir grup atomdan veya bir grup atomdan oluşan yüklü parçacıklardır. Çözeltideki iyonların ideal bir gazın molekülleri gibi davrandığı varsayılmıştır; Birbirimizle etkileşim kurmuyorum.

Arrhenius'un teorisinde ayrışmaya yol açan fiziksel nedenler dikkate alınmadı. Elektrostatik yasalarına tabi olması gereken yüklü parçacıkların çözelti içinde neden birbirleriyle etkileşime girmediği sorusu da tartışılmadı.

Moleküllerin iyonlara ayrışması tamamlanmamıştır; elektrolit moleküllerinin tümü değil, yalnızca ayrışma derecesi olarak adlandırılan belirli bir kısmı α, iyonlara parçalanır. İlişkiye göre van't Hoff katsayısı ile ilişkili ayrışma derecesi:

α = (1.1)

burada n, bir elektrolit molekülünün parçalandığı iyonların sayısıdır.

Artan veya azalan konsantrasyona sahip elektrolit çözeltilerinde gözlenen tüm niteliksel değişiklikler, elektrolitik ayrışma teorisi ile ayrışma derecesindeki bir değişiklikle ilişkilendirilir.

Elektrolitik ayrışmanın derecesi, bu teori tarafından bir elektrolit çözeltisinin ana niceliksel özelliklerinden biri olarak kabul edilir.

Bir çözeltide iyonlar ve moleküller arasında bir denge vardır. Kütle etkisi yasası elektrolitik ayrışma sürecine uygulanır ve bir elektrolitin ikinci niceliksel özelliği ayrışma sabitidir.

Ayrışma derecesi ile ilişkisi, aşağıdaki denkleme göre ayrışan ikili elektrolit MA örneği kullanılarak düşünülebilir:

yüksek lisans M + + Bir –

ve C MA = C - C α " = C (1-α) olduğundan,

A,
ise Arrhenius teorisine göre elektrolitik ayrışma sabiti K aşağıdaki ifadeyle değiştirilmelidir:

K d =
(1.2)

Bu denklem W. Ostwald tarafından türetilmiş ve seyreltme yasasının özünü ifade etmiştir, çünkü molar konsantrasyonun (υ = 1/C) karşılığı seyreltme olarak adlandırılmaktadır.

Arrhenius teorisine göre, belirli bir elektrolit için Kd sabiti sabittir ve ayrışma derecesinden farklı olarak konsantrasyona bağlı olmamalıdır ve öncelikle elektrolitin doğası tarafından belirlenir. Bu nedenle, denklem (1.2)'yi kullanarak, elektrolit konsantrasyonuna bağlı olarak elektrolitin ayrışma derecesini hesaplamak mümkündür.

İkinci dereceden denklemi çözerek ve α>0 olduğunu hesaba katarak şunu elde ederiz:

α =
(1.3)

Ve denklem (1.3)'ten aşağıdaki gibi, C → 0 veya K → ∞, α → 1 yani. elektrolit tamamen ayrışır.

Öte yandan, küçük ayrışma sabitlerinde ve çok düşük olmayan elektrolit konsantrasyonlarında, K 2 olduğunda<< 4КС

α ≈ (1.4)

(1.2) ve (1.4) bağıntıları yalnızca ikili elektrolitler için geçerlidir.

4.1.3 Elektrolit çözeltilerinde iyonik denge

Arrhenius'un teorisi, elektrolit çözeltilerinin birçok kimyasal özelliğini açıklamayı mümkün kıldı.

Buna dayanarak, ilk bilimsel tanım, bir asidin (HA) hidrojen içeren bir bileşik olduğu, ayrışması üzerine hidrojen iyonlarının oluştuğu ve bir bazın oluştuğu "asit" ve "baz" kavramlarıyla verilmiştir. ayrışması üzerine hidroksil iyonlarının oluştuğu bir bileşik (MON)

HA N+ + bir –

Sağlık Bakanlığı M + + AH –

Bu, nötrleştirme reaksiyonunu, bir asidin hidrojen iyonları ile bir bazın hidroksit iyonu arasında su oluşumu ile ve güçlü asitlerin ve güçlü bazların seyreltik çözeltilerinde tam ayrışmalarının olduğu bir etkileşim süreci olarak düşünmeyi mümkün kıldı. asitlerin ve bazların doğasından bağımsız olarak sabit bir termal etki ile karakterize edilecek şekilde oluşturulmuştur.

Asit NA ve baz MOH'nin ayrışma süreçleri için Oswald yasası (1.2) formunda yazılabilir; burada Kd, asit (KA) veya bazın (KB) sözde konsantrasyon sabitini belirtir.

KA =
(1.5)

KV =
(1.6)

Değerleri denge konsantrasyonları tarafından belirlenir. Sabitler genellikle oldukça büyük sayısal değerlere sahip olduğundan, bunları logaritmik ölçekte yazmak daha uygundur:

pK A = - log KA

рК В = - log K В (1,7)

Denge sabiti kavramı, molekülleri iyonlara parçalanabilen çözücülere doğrudan uygulanabilir. Örneğin, su ayrışma reaksiyonunun konsantrasyon denge sabiti: H 2 O N + + AH -

K D =
(1.8)

Ancak su moleküllerinin çok küçük bir kısmı iyonlara ayrıştığı için su konsantrasyonunun neredeyse sabit olduğunu varsayabiliriz, o zaman şunu elde ederiz:

= (1.9)

Nerede, sabit
sıcaklığa bağlı olana suyun iyonik ürünü denir. 20 - 25 0 C'de

R
= - günlük
≈ 14

Sonuç olarak, bu sıcaklıkta, saf sudaki ve ayrıca nötr reaksiyona sahip herhangi bir sulu elektrolit çözeltisindeki hidrojen iyonları ve hidroksit iyonlarının konsantrasyonları 10-7 mol/l'ye eşittir. Hidrojen iyonlarının konsantrasyonu genellikle logaritmik bir ölçekte ifade edilir; bu, hidrojen iyonlarının konsantrasyonunun eksi işaretiyle alınan logaritmasını pH simgesiyle belirtir.

pH = - günlük

Çözücünün ayrışması sırasında oluşan iyon konsantrasyonlarının çok küçük de olsa varlığı, bunların belirli bir çözelti içinde çözünen maddelerin iyonları ile etkileşime girmesine ve yeni iyonik dengelerin ortaya çıkmasına yol açar. Bu fenomene genel olarak denir solvoliz ve eğer çözücü su ise, o zaman hidroliz.

Zayıf bir asit ve güçlü bir bazın tuzu için hidroliz reaksiyonu A - +H2O denklemine göre ilerler. HA + OH - ve hidroliz sabiti ile karakterize edilir.

KG =
(1.10)

Çünkü
= sabit (1.5.) ve (1.9) denklemlerini kullanarak şunu yazabiliriz:

KG = (sana) (1.11)

Denklem (1.11), asit ne kadar zayıfsa hidroliz sabitinin de o kadar büyük olduğunu göstermektedir. Güçlü bir asit ve zayıf bir bazın tuzunun hidrolizi için de benzer bir oran elde edilebilir. Hidroliz denklemi şu şekildedir:

M + + H 2 O PZT + OH +

ve hidroliz sabiti

KG =
(temel) (1.12)

Bağımlılık nedeniyle
Sıcaklık arttıkça hidroliz sabitleri belirgin şekilde artar.

Ayrıca, ilk durumda çözeltinin alkalin bir reaksiyona (pH> 7) sahip olacağı ve ikinci durumda çözeltinin asidik bir reaksiyona (pH) sahip olacağı da belirtilmelidir.< 7).

Yukarıdakilerden, güçlü bir asit ve güçlü bir bazın tuzunun suda çözülmesi durumunda ortamın nötr reaksiyonunun kalması gerektiği açıktır.

Zayıf asitler ve bu asitler ile kuvvetli bazların oluşturduğu tuzları içeren veya zayıf bazlar ve bu bazlar ile kuvvetli asitlerin oluşturduğu tuzları içeren çözeltiler, kendilerine asit veya bazlar eklendiğinde pH değişikliklerine direnç gösterme gibi olağanüstü bir özelliğe sahiptir. Bu özelliğe denir çözeltilerin tamponlama özelliği ve ona sahip çözümler – tampon çözümleri.

Asetik asit ve sodyum asetat içeren sulu bir çözelti düşünün. Bu çözeltiye sodyum hidroksit gibi güçlü bir baz ekleyin. NaOH'ın zayıf bir asitle nötrleştirme reaksiyonu meydana gelecektir.

CH3COOH + Na + + OH – = CH3COO – + Na + +H2O

Bu nedenle, çözeltinin asitliği, bir sodyum asetat çözeltisine NaOH eklediğimizde neredeyse hiç değişmeden kalacak veya çok daha az değişecektir.

Tampon çözeltisine güçlü bir asit, örneğin HCl eklenirse, sodyum asetat ile bir reaksiyon meydana gelecektir.

CH3COOH – + Na + + H + + Сl – = CH3COOH + Na + +Сl –

ayrışmamış asetik asit moleküllerinin oluşumu ile, yani; Hidrojen iyonlarının emilimi ile.

Asidik veya alkalin bir reaktifin eklenmesi sonucu tampon çözeltideki hidrojen iyonlarının konsantrasyonundaki değişiklik aşağıdaki şekilde hesaplanabilir.

Asetik asitin denge sabitini yazınız

K k =
(1.13)

Bu denklemde, çok zayıf ayrışan asetik asitin ayrışmamış moleküllerinin konsantrasyonu, pratik olarak asidin analitik konsantrasyonuna (Sk) eşittir ve asetat iyonlarının konsantrasyonu, tamamen ayrışan sodyum asetatın (Sc) analitik konsantrasyonuna eşittir. Daha sonra

=
(1.14)

Neden bazı çözümlerin elektriği ilettiğini, bazılarının ise yapmadığını hiç merak ettiniz mi? Örneğin saçınıza fön çekerken banyo yapmamanın daha iyi olduğunu herkes bilir. Sonuçta su iyi bir elektrik akımı iletkenidir ve çalışan bir saç kurutma makinesi suya düşerse bundan kaçınılamaz. Aslında su o kadar da iyi bir akım iletkeni değildir. Elektriği çok daha iyi ileten çözümler var. Bu tür maddelere elektrolit denir. Bunlara asitler, alkaliler ve suda çözünür tuzlar dahildir.

Elektrolitler - bunlar kim?

Şu soru ortaya çıkıyor: Neden bazı maddelerin çözeltileri elektriği iletirken diğerleri iletmiyor? Her şey yüklü parçacıklarla (katyonlar ve anyonlar) ilgilidir. Suda çözündüğünde elektrolitler, elektrik akımına maruz kaldıklarında belirli bir yönde hareket eden iyonlara ayrılır. Pozitif yüklü katyonlar negatif kutba, katoda doğru hareket eder ve negatif yüklü anyonlar, pozitif kutba, yani anoda doğru hareket eder. Bir maddenin suda eritildiğinde veya çözündüğünde iyonlara ayrışması sürecine gururla elektrolitik ayrışma denir.

Bu terim İsveçli bilim adamı S. Arrhenius tarafından elektriği iletmek için çözümlerin özelliklerini incelerken icat edildi. Bunu yapmak için bir çözeltiye bir miktar maddeye kısa devre yaptırdı ve ampulün yanıp yanmadığını izledi. Akkor ampulün yanması, çözeltinin elektriği ilettiği anlamına gelir ve bu, bu maddenin bir elektrolit olduğu sonucunu doğurur. Ampul sönük kalırsa çözelti elektriği iletmez, dolayısıyla bu madde elektrolit değildir. Elektrolit olmayanlar arasında şeker, alkol ve glikoz çözeltileri bulunur. Ancak sofra tuzu ve sülfürik asit çözeltileri elektriği iyi iletir, bu nedenle içlerinde elektrolitik ayrışma meydana gelir.

Ayrışma nasıl gerçekleşir?

Daha sonra, elektrolitik ayrışma teorisi Rus bilim adamları I.A. tarafından geliştirildi ve desteklendi. Kablukov ve V.A. Kistyakovsky, gerekçesi için D.I.'nin kimyasal çözüm teorisini uygulayarak. Mendeleev.

Bu bilim adamları asitlerin, alkalilerin ve tuzların elektrolitik ayrışmasının, elektrolitin hidrasyonu, yani su molekülleri ile etkileşimi sonucu meydana geldiğini bulmuşlardır. Bu işlem sonucunda oluşan iyonlar, katyonlar ve anyonlar hidratlanacak, yani kendilerini çevreleyen su molekülleri ile yoğun bir halka halinde birleşecektir. Özellikleri hidratlanmamış iyonlardan önemli ölçüde farklıdır.

Dolayısıyla, bir stronsiyum nitrat Sr(NO3)2 çözeltisinde ve ayrıca sezyum hidroksit CsOH çözeltilerinde elektrolitik ayrışma meydana gelir. Bu sürece ilişkin örnekler şu şekilde ifade edilebilir:

Sr(NO3)2 = Sr2+ + 2NO3 -,

onlar. bir stronsiyum nitrat molekülünün ayrışması üzerine bir stronsiyum katyonu ve 2 nitrat anyonu oluşur;

CsOH = Cs+ + OH-,

onlar. bir sezyum hidroksit molekülünün ayrışması, bir sezyum katyonu ve bir hidroksit anyonu üretir.

Asitlerin elektrolitik ayrışması da benzer şekilde gerçekleşir. Hidroiyodik asit için bu işlem aşağıdaki denklemle ifade edilebilir:

onlar. bir molekül hidroiyodik asitin ayrışması, bir hidrojen katyonu ve bir iyot anyonu üretir.

Ayrışma mekanizması.

Elektrolit maddelerin elektrolitik ayrışması birkaç aşamada gerçekleşir. NaCl, NaOH gibi iyonik bağ tipine sahip maddeler için bu süreç üç ardışık süreci içerir:

İlk olarak, 2 zıt kutba (pozitif ve negatif) sahip olan ve bir dipolü temsil eden su molekülleri, kristalin iyonlarına yönlendirilir. Pozitif kutupla kristalin negatif iyonuna bağlanırlar ve bunun tersi de negatif kutupla kristalin pozitif iyonuna bağlanır;

daha sonra kristal iyonlar su dipolleri tarafından hidratlanır,

ve ancak bundan sonra hidratlı iyonlar farklı yönlerde ayrışır gibi görünür ve çözelti içinde rastgele hareket etmeye başlar veya bir elektrik alanından etkilenene kadar erir.

HCl ve diğer asitler gibi maddeler için ayrışma süreci benzerdir, ancak ilk aşamada su dipollerinin etkisi nedeniyle kovalent bağdan iyonik bağa geçiş meydana gelir. Bunlar maddelerin ayrışma teorisinin ana noktalarıdır.

Elektrolit teorisi, M. Faraday'ın ünlü deneylerini sofra tuzu çözeltileriyle yaptığı 19. yüzyılın ilk yarısına kadar uzanıyor. Bunu kurdu kesinlikle saf su Elektriği çok zayıf iletir ancak içine birkaç tuz kristali eklerseniz iletkenliği hemen artar. O zaman bile tuzun suda elektrik akımını iletebilecek belirli parçacıklara ayrıştığı varsayımı doğmuştu. tam teori Tüm bu süreçleri çözümlerde anlatan, çok daha sonra ortaya çıktı.

Elektrolitik ayrışma teorisi

Kurucusu 1883-1887 döneminde Svante Arrhenius olan teori, çözünebilir bir maddenin (elektrolit) moleküllerinin polar veya polar olmayan bir sıvıya girdiğinde, iyonlara ayrışma. Elektrolitler, çözelti içinde kendiliğinden var olabilen iyonlara ayrışan bileşiklerdir. Oluşan iyonların sayısı, yapıları ve yükün büyüklüğü yalnızca ayrışan molekülün doğasına bağlıdır.

Çözünmenin özelliklerini tanımlarken teoriyi kullanmak için bir takım varsayımlar kullanılır: ayrışmanın eksik olduğu, iyonların (elektron kabuklarının) birbirleriyle reaksiyona girmediği ve davranışlarının şu şekilde tanımlanabileceği varsayılır: İdeal koşullar altında kitlesel eylem yasası. Eğer dikkate alırsak teorik sistem Elektrolit CA'nın ayrışma ürünleri - K+ katyonu ve A- anyonu ile faz dengesinde olduğu durumda, kütle etki yasasına göre, ayrışma reaksiyonu için bir denklem oluşturmak mümkündür:

KA = K+ + A- (1)

İzotermal koşullar altında maddelerin konsantrasyonları cinsinden yazılan denge sabiti aşağıdaki değere sahip olacaktır:

Kd = x / (2)

Bu durumda (denklem 2'de), denge sabiti Kd, ayrışma sabitinden başka bir şey olmayacaktır, sağ taraftaki değerler, elektrolitin ve onun ayrışma ürünlerinin denge konsantrasyonlarıdır.

Yazar tarafından uygulanan Arrhenius teorisinin, özellikle ayrışmanın eksikliğine ilişkin varsayımları dikkate alınarak, ayrışma derecesi - α kavramı ortaya konmuştur. Dolayısıyla, C çözeltisinin konsantrasyonunu (mol/l) ifade edersek, çözeltinin litresi başına αC mol elektrolit (CA) bulunur ve denge konsantrasyonu (1-α)C mol/l olarak ifade edilebilir. Reaksiyon denkleminden (1), αC mol elektrolit (CA) başına aynı miktarda K+ ve A- iyonlarının oluştuğu açıktır. Tüm bu miktarları denklem (2)'de yerine koyarsak ve bir takım basitleştirmeler yaparsak aşağıdaki formülü elde ederiz: ayrışma sabitleri(ayrışma derecesi formülü):

Kd = ∝ 2 x C /1-∝ (3)

Bu denklem, farklı çözeltilerdeki elektrolitik ayrışmanın derecesini ölçmemize olanak tanır.

Arrhenius'un teorisi birçok teoriye yol açtı. bilimsel yönler kimyada: onun yardımıyla ilk asit ve baz teorileri oluşturuldu, homojen sistemlerdeki fizikokimyasal süreçler için açıklamalar yapıldı. Bununla birlikte, temel olarak teorinin interiyonik etkileşimleri hesaba katmaması gerçeğiyle ilgili olan eksiklikleri de vardır.

Elektrolitlerin örneklerle sınıflandırılması

Elektrolitler, bir grup orta kuvvette elektrolitleri periyodik olarak ayırt ederek zayıf ve güçlü olarak sınıflandırılır. Güçlü elektrolitler, çözelti içinde parçalanmalarıyla karakterize edilir. tamamen. Kural olarak bunlar güçlü mineral asitlerdir, örneğin:

Nitrik asit - HNO3.
Hidroklorik asit - HCl.
Perklorik asit - HClO4.
Fosforik asit - H3PO4.

Güçlü elektrolitler baz olabilir, örneğin:

Potasyum hidroksit - KOH.

Güçlü elektrolitlerin büyük çoğunluğu tuzlardan oluşur (NaCl, Na2SO4, Ca (NO3)2, CH3COONa, klorürler, sülfürler).

Zayıf elektrolitler ise tam tersine çözeltilerde kısmen hidratlanır. Bu grup inorganik asitleri (H2CO3, H3BO3, H3AsO4), zayıf bazları (amonyum), bazı tuzları (HgCl2), organik asitleri (CH3COOH, C6H5COOH), fenolleri ve aminleri içermelidir. İÇİNDE sulu olmayan çözümler aynı bileşikler, çözücünün doğasına bağlı olarak hem güçlü hem de zayıf elektrolitler olabilir.

Asitlerin, bazların ve tuzların ayrışması

Asitler için desenler

Asitlerin sulu çözeltilerde elektriksel ayrışması sırasında, pozitif yüklü hidrojen iyonlarının (H+) mutlaka katyonlar halinde oluşması gerekir:

HNO3 → H+ + NO3-

Asit polibazik ise (örneğin: H2SO4'ün ayrışma denklemi), o zaman ayrışma her seferinde bir hidrojen iyonunu ortadan kaldırarak sırayla gerçekleşir:

H2SO4 → H + + HSO4- birinci aşama - hidrojen sülfat iyonu

HSO4- → H + + SO4- ikinci aşama - sülfat iyonu

Bir polibazik asit işlemi, kural olarak, ilk aşamada mümkün olduğu kadar ilerler, sonrakilerin ayrışma derecesi çok daha azdır.

Alkaliler için prosesin özellikleri

Alkaliler sulu çözeltilerde ayrıştığında mutlaka negatif yüklü bir hidroksil iyonu (OH-) oluşur:

NaOH → Na+ + OH-

Poliasit bazlara yönelik işlem (örneğin, magnezyum hidroksitin ayrışma mekanizması), polibazik asitlere benzer şekilde çok adımlı bir şekilde ilerler:

Mg (OH)2 → OH- + Mg (OH)+ birinci aşama

Mg (OH)+ → OH- + Mg2+ ikinci aşama

Ayrışma işlemi sırasında hem hidrojen katyonlarının hem de hidroksil anyonlarının oluşabileceği durumlar da vardır (amfolitlerin veya amfoterik bileşiklerin, örneğin Zn, Al'in ayrışması sırasında):

2OH- + Zn2+ + 2H2O ←→ Zn(OH)2 + H2O ←→ 2- + 2H+

Asidik ve bazik tuzlar için akış kuralları

Asidik tuzlar için ana model aşağıdaki gibidir - katyonlar (pozitif yüklü metaller) önce ayrışır ve ancak o zaman hidrojen katyonları:

KHSO4 → K+ + HSO4- birinci aşama

HSO4 - → H+ + SO4- ikinci aşama

Bazik tuzlarda, her şeyden önce asit kalıntıları çözeltiye girer ve ancak daha sonra hidroksil iyonu:

BaOHCl → Cl- + Ba (OH)+ birinci aşama

Ba (OH)+ → OH- + Ba2+ ikinci aşama

PH değeri

Tanım, öz ve anlam

Ayrışma süreçleri yalnızca aşağıdakiler için gerçekleşemez: çözünmüş maddeler ama aynı zamanda bir çözücü. Bu nedenle suyun kendisi zayıf bir elektrolittir ve çok küçük ölçüde ayrışma ile karakterize edilir. Proses denklemi aşağıdaki gibi yazılabilir:

H2O= H3O+ + OH-

Bir su molekülü pozitif yüklü hidrojen iyonlarına ve negatif yüklü hidronyum anyonlarına ayrışır. Çözeltinin asitlik seviyesini belirleyen bu iyonların konsantrasyonudur; hidronyum iyonları ne kadar fazlaysa çözelti o kadar asidiktir.

Hidronyum iyonlarının gerçek çözeltilerdeki konsantrasyonu kural olarak çok küçüktür (örneğin: 5 × 10−6 g/l) ve bu nedenle kolaylık olması açısından bu değer logaritmik olarak alınır ve pozitif bir değer elde etmek için, zıt işaretle alınır. “Hidrojen indeksi” veya pH kavramının kesin bir tanımını kısaca formüle edelim.

pH (hidrojen indeksi), hidronyum iyonlarının konsantrasyonunun negatif doğal logaritmasıdır ve çözeltinin asitliğini yansıtır.

pH= - günlük

PH değerleri genellikle 0'dan 14'e kadar bir ölçekte değerlendirilir; burada 0 en asidik çözelti, 14 ise en alkali çözeltidir. Nötr bir çözeltinin (saf suyun pH'ına karşılık gelen), 7 değerine sahip bir çözelti olduğu kabul edilir. Örneğin, burada karakteristik pH değerlerine sahip birkaç tipik çözelti verilmiştir:

Çok daha az sıklıkla başka bir gösterge olan pOH'yi kullanmaya başvururlar. Anlam olarak, hidroksil iyonlarının konsantrasyonunun esas alınması dışında, kesinlikle hidrojen indeksine benzer.

19. yüzyılın ilk yarısında. Faraday elektrolitler ve elektrolit olmayanlar kavramını tanıttı.

Çözeltileri ve eriyikleri elektrik akımı ileten elektrolit maddelere, çözeltileri ve eriyikleri elektrik akımı iletmeyen elektrolit olmayan maddelere adını verdi.

Tuzların, alkalilerin ve asitlerin çözeltileri elektrik akımını iletir.

Şeker, alkol, glikoz çözeltileri elektriği iletmez...

Elektrolit çözeltileri neden elektrik akımını iletir?

Çeşitli maddelerin çözeltilerinin elektriksel iletkenliğini inceleyen İsveçli bilim adamı Svante Arrhenius, 1887'de elektriksel iletkenliğin nedeninin, elektrolitler suda çözündüğünde oluşan iyonların çözeltisindeki varlığı olduğu sonucuna vardı.

Elektrolitlerin suda çözündüğünde veya eritildiğinde iyonlara parçalanması işlemine elektrolitik ayrışma denir.

S. Arrhenius, çözümlerin fiziksel teorisine bağlı kaldı; Maddelerin çözünme sürecini, çözünmüş madde parçacıklarının sudaki basit bir dağılımı olarak değerlendirdi, ancak su ile etkileşimini hesaba katmadı ve çözeltide serbest iyonlar olduğuna inandı. TED, çözeltilerin özellikleriyle ilgili birçok olguyu açıkladı, ancak neden bazı maddelerin elektrolit olduğu ve diğerlerinin olmadığı ve ayrıca çözücünün iyon oluşumunda oynadığı rolün ne olduğu sorularına yanıt vermedi.

Onun aksine Rus kimyagerler I.A. Kablukov ve V.A. Kistyakovsky ED'yi açıklamak için D.I.'nin kimyasal teorisini uyguladı. Mendeleev ve bir elektrolit çözüldüğünde, çözünmüş maddenin su ile kimyasal bir etkileşiminin meydana geldiğini, bunun da hidratların oluşumuna yol açtığını ve daha sonra iyonlara ayrıştıklarını kanıtladı. Yani çözelti serbest değil, hidratlı iyonlar içerir.

Su molekülleri dipoldür (iki kutupludur), çünkü hidrojen atomları molekülün açısal bir şekle sahip olmasından dolayı 105 0 açıda bulunur:

Kural olarak, iyonik kristal kafesli maddeler, zaten hazır iyonlardan oluştukları için en kolay şekilde ayrışır. Çözündüklerinde su dipolleri, elektrolitin pozitif ve negatif iyonları etrafında zıt yüklü uçlarla yönlendirilir. Elektrolit iyonları ve su dipolleri arasında karşılıklı çekici kuvvetler ortaya çıkar. Sonuç olarak iyonlar arasındaki bağ zayıflar ve iyonlar kristalden çözeltiye doğru hareket eder (Şek.):

Hidratlanmış iyonlar için sodyum klorür ED şeması

İyonik bağlara sahip maddelerin (tuzlar ve alkaliler) ayrışması sırasında meydana gelen işlemlerin sırasının aşağıdaki gibi olacağı açıktır:

A) moleküllerin yönelimi - kristal iyonlarının yakınındaki su dipolleri;
B) su moleküllerinin kristalin yüzey katmanının iyonlarıyla hidrasyonu (etkileşimi);
C) elektrolit kristalinin hidratlanmış iyonlara ayrışması (bozunması).

İşlem aşağıdaki denklem kullanılarak basitleştirilebilir:

NaСl > Na + + Сl - .

Molekülleri kovalent bir polar bağa sahip olan elektrolitler (örneğin, hidrojen klorür HCl molekülleri) benzer şekilde ayrışır, ancak bu durumda su dipollerinin etkisi altında bağın polaritesi artar ve daha sonra oluşumla kırılır. iyon sayısı:

HCl > H++ Cl - .

ED'yi kantitatif olarak karakterize etmek için St. Arrhenius, Yunanca b harfiyle gösterilen ED derecesi kavramını tanıttı.

Elektrolitik ayrışma derecesi, iyonlara parçalanan elektrolit moleküllerinin sayısının toplam çözünmüş molekül sayısına oranıdır. elektrolit elektrolit olmayan elektrolitik ayrışma asidi

Elektrolitin ayrışma derecesi deneysel olarak belirlenir ve kesir veya yüzde olarak ifade edilir. Eğer b = 0 ise madde iyonlara hiç ayrışmaz; elektrolit değildir. Elektrolit olmayanlar, eterler, hidrokarbonlar, oksijen, nitrojen vb. gibi kovalent düşük polar ve polar olmayan bağlara sahip maddeleri içerir.

ED derecesi 0 ila 1 arasında değişebilir (%0 ila 100 arasında bir yüzde olarak).

Eğer b = 1 veya %100 ise elektrolit tamamen iyonlara ayrışır; bu güçlü bir elektrolittir. Güçlü elektrolitler arasında tüm çözünür tuzlar, inorganik asitler (HNO 3, HC1, HBr, Hl, H 2 SO 4, HClO 4), alkaliler (LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH) 2, Ba(OH) 2) bulunur.

Sulu çözeltilerdeki zayıf elektrolitler tamamen iyonlara ayrışmaz (b< 3%). К слабым электролитам относят органические кислоты, многие неорганические (Н 2 S, НF, Н 2 СО 3 , Н 2 SiО 3 , НNО 2 , Н 2 SО 3), основания (за исключением щелочей), NН 4 ОН, вода.

ED derecesi elektrolitin yapısına, sıcaklığa (sıcaklığın artmasıyla b artar) ve çözeltideki elektrolitin konsantrasyonuna (çözeltinin seyreltilmesi her zaman b artar) bağlıdır.

İNCELENECEK SORULAR:

1) Neden bir KOH çözeltisi elektrik akımını iletiyor ama glikoz çözeltisi yapmıyor?
2) CaCO3 tuzu bir elektrolit midir? Neden?
3) Bir elektrolit çözeltisi seyreltildiğinde ayrışma derecesi neden artar?
4) Kimyasal bağların polar kovalent ve iyonik olarak bölünmesinin koşullu olduğunu kanıtlayın.
5) Elektrolitlerin sulu çözeltilerinin elektriksel iletkenliği nasıl açıklanır?

TED'in temel hükümleri

1) Suda çözündüğünde elektrolitler pozitif ve negatif iyonlara ayrışır (parçalanır).
2) Bir elektrik akımının etkisi altında, pozitif yüklü iyonlar akım kaynağının negatif kutbuna (katot) hareket eder ve bu nedenle katyonlar olarak adlandırılır ve negatif yüklü iyonlar akım kaynağının pozitif kutbuna (anot) hareket eder ve bu nedenle anyonlar denir.
3) Elektrolitlerin sulu çözeltilerde ayrışmasının nedeni hidrasyonu yani elektrolitin su molekülleri ile etkileşime girmesi ve içindeki kimyasal bağın kopmasıdır.
4) ED, zayıf elektrolitler için geri dönüşümlü bir işlemdir.
5) Elektrolit çözeltilerinin kimyasal özellikleri, ayrışma sırasında oluşturdukları iyonların özelliklerine göre belirlenir.

Oluşan iyonların doğasına bağlı olarak üç tip elektrolit ayırt edilir: asitler, bazlar ve tuzlar.

Asitler, ayrışma üzerine hidrojen katyonları ve asidik bir kalıntının anyonlarını oluşturan elektrolitlerdir:

HCl> H + + Cl -

HNO 3 > H + + HAYIR 3 -

H 2 SO 4 > 2H + + SO 4 2-

Fosforik ve diğer polibazik asitler için aşamalı ayrışma meydana gelir:

1. aşama - dihidrojen fosfat iyonlarının oluşumu:

N 3 PO 4 - N + + H 2 PO 4 -,

2. aşama - hidrojen fosfat iyonlarının oluşumu:

N 2 PO 4 - - N + + NPO 4 2-,

3. aşama - fosfat iyonlarının oluşumu:

NRO 4 2- - N + + RO 4 3- .

Tüm asitlerin ortak noktası, ayrışma sonrasında zorunlu olarak hidrojen katyonları oluşturmalarıdır. Bu nedenle asitlerin genel karakteristik özellikleri - ekşi tat, göstergelerin rengindeki değişiklik vb. - tam olarak hidrojen katyonlarından kaynaklanır.

Bazlar, ayrışma üzerine metal katyonları ve hidroksil gruplarının OH - anyonlarını oluşturan elektrolitlerdir:

NaOH - Na++ OH-,

Ca(OH)2 - Ca2+ + 2OH -. .

Poliasit bazları adım adım ayrışır:

1) Ca(OH)2 > CaOH++ OH-,
2) CaOH + - Ca 2+ + OH - .

Bazların tüm ortak özellikleri - dokunulduğunda sabunluluk, göstergelerin renginde değişiklik vb. - tüm bazlarda ortak olan hidroksit iyonlarından OH kaynaklanmaktadır.

Tuzlar, ayrışma üzerine metal katyonları (veya amonyum NH4 +) ve asidik kalıntıların anyonlarını oluşturan elektrolitlerdir:

K 3 RO 4 > 3K + + RO 4 3-,

NH4NO3 > NH4++ NO3 - .

Polibazik asitler ve poliasit bazların aksine, tuzlar adım adım değil, hemen tamamen ayrışır.

Bağımsız çalışma için alıştırmalar:

1) Yapıya ve özelliklere göre karşılaştırın:
- A) Ca 0 ve Ca 2+; B) H 2 0 ve H +.
2) Aşağıdaki elektrolitlerin ayrışma denklemlerini yazın: demir sülfat (III); potasyum karbonat; amonyum fosfat; bakır nitrat (ll); baryum hidroksit; fosforik asit. İyonların adlarını veriniz.
3) Aşağıdaki maddelerden hangisi ayrışır: demir (II) hidroksit, potasyum hidroksit, silisik asit, nitrik asit, kükürt (IV) oksit, sodyum sülfür, demir (II) sülfür? Neden? Olası ayrışma denklemlerini yazın.
4) Sülfürik asidin adım adım ayrışmasına ilişkin denklemleri yazarken, ilk adım için > işareti ve ikinci adım için tersinirlik işareti kullanılır. Neden?
5) Çözünürlük tablosunu kullanarak çözeltilerde SO 4 2- sülfat iyonunu oluşturan üç veya dört maddeye örnek verin. Bu maddelerin ayrışma denklemlerini yazınız.

D/s: soruları sözlü olarak cevaplayın:

1) Hangi maddeler elektrolit olarak sınıflandırılır ve hangileri elektrolit olmayan olarak sınıflandırılır?
2) Aşağıdaki sıvılardan hangisi elektrik akımını iletir: etil alkol, sulu glikoz çözeltisi, sodyum hidroksit, sudaki oksijen çözeltisi, potasyum karbonat, erimiş potasyum hidroksit? Cevabını açıkla.
3) ED'ye ne denir?
4) Fiziksel ve kimyasal çözüm teorisinin özü nedir?
5) Hangi iyonlara hidratlı denir?
6) Neden bazı maddeler elektrolit iken diğerleri değildir?
7) İyon oluşumunda suyun rolü nedir?
8) ED derecesi nedir? Bu neye bağlıdır?
9) TED'in temel hükümleri.
10) TED bakış açısıyla asitleri, bazları ve tuzları tanımlar.

Çalışma kitaplarındaki alıştırmaları yazılı olarak tamamlayın:

Olası durumlarda maddelerin ayrışması için denklemler oluşturun:

NaOH, ZnO, H2S, Al(OH)3, BaSiO3, Cu(NO3)2, FePO4, AlCl3, CaS04, Si02, HNO3, (NH4)2C03.

Elektrolitik ayrışma teorisiİsveçli bilim adamı S. Arrhenius tarafından 1887'de önerildi.

Elektrolitik ayrışma- Bu, çözeltide pozitif yüklü (katyonlar) ve negatif yüklü (anyonlar) iyonların oluşmasıyla elektrolit moleküllerinin parçalanmasıdır.

Örneğin asetik asit sulu bir çözeltide şu şekilde ayrışır:

CH3COOH⇄H + +CH3COO - .

Ayrışma geri dönüşümlü bir süreçtir. Ancak farklı elektrolitler farklı şekilde ayrışır. Derecesi elektrolitin doğasına, konsantrasyonuna, çözücünün doğasına, dış koşullara (sıcaklık, basınç) bağlıdır.

Ayrışma derecesi α -İyonlara parçalanan molekül sayısının toplam molekül sayısına oranı:

α=v'(x)/v(x).

Derece 0'dan 1'e kadar değişebilir (ayrışmanın olmamasından tamamen tamamlanmasına kadar). Yüzde olarak belirtilir. Deneysel olarak belirlendi. Elektrolit ayrıştığında çözeltideki parçacıkların sayısı artar. Ayrışma derecesi elektrolitin gücünü gösterir.

Ayırt etmek güçlü Ve zayıf elektrolitler.

Güçlü elektrolitler- bunlar ayrışma derecesi% 30'u aşan elektrolitlerdir.

Orta kuvvette elektrolitler- bunlar ayrışma derecesi %3 ile %30 arasında değişenlerdir.

Zayıf elektrolitler- 0,1 M sulu çözeltideki ayrışma derecesi %3'ten azdır.

Zayıf ve güçlü elektrolitlere örnekler.

Seyreltik çözeltilerdeki güçlü elektrolitler tamamen iyonlara ayrışır; α = 1. Ancak deneyler ayrışmanın 1'e eşit olamayacağını, yaklaşık bir değere sahip olduğunu ancak 1'e eşit olmadığını gösteriyor. Bu gerçek bir ayrışma değil, görünen bir ayrışmadır.

Örneğin, biraz bağlantıya izin verin α = 0,7. Onlar. Arrhenius teorisine göre ayrışmamış moleküllerin %30'u çözelti içinde "yüzer". Ve %70'i serbest iyonlar oluşturdu. Ve elektrostatik teori bu kavrama başka bir tanım verir: α = 0,7 ise tüm moleküller iyonlara ayrışır, ancak iyonların yalnızca %70'i serbesttir ve geri kalan %30'u elektrostatik etkileşimlerle bağlıdır.

Görünür ayrışma derecesi.

Ayrışmanın derecesi yalnızca çözücünün ve çözünen maddenin doğasına değil, aynı zamanda çözeltinin konsantrasyonuna ve sıcaklığa da bağlıdır.

Ayrışma denklemi aşağıdaki gibi temsil edilebilir:

AK ⇄ A- + K + .

Ve ayrışma derecesi şu şekilde ifade edilebilir:

Çözelti konsantrasyonu arttıkça elektrolitin ayrışma derecesi azalır. Onlar. Belirli bir elektrolitin derece değeri sabit bir değer değildir.

Ayrışma tersinir bir süreç olduğundan reaksiyon hız denklemleri aşağıdaki gibi yazılabilir:

Ayrışma denge ise, oranlar eşittir ve sonuç olarak şunu elde ederiz: denge sabiti(Ayrışma sabiti):

K, çözücünün doğasına ve sıcaklığa bağlıdır, ancak çözeltilerin konsantrasyonuna bağlı değildir. Denklemden, ne kadar çok ayrışmamış molekül varsa, elektrolit ayrışma sabitinin değerinin o kadar düşük olduğu açıktır.

Polibazik asitler adım adım ayrışır ve her adımın kendi ayrışma sabiti değeri vardır.

Bir polibazik asit ayrışırsa, ilk proton en kolay şekilde çıkarılır, ancak anyonun yükü arttıkça çekim artar ve bu nedenle protonun çıkarılması çok daha zordur. Örneğin,

Ortofosforik asidin her adımda ayrışma sabitleri büyük ölçüde farklılık göstermelidir:

ben - aşama:

II - aşama:

III - aşama:

Ortofosforik asit ilk aşamada orta kuvvette bir asit olup, 2. aşamada zayıf, 3. aşamada ise çok zayıftır.

Bazı elektrolit çözeltileri için denge sabitlerine örnekler.

Bir örneğe bakalım:

Gümüş iyonları içeren bir çözeltiye metalik bakır eklenirse, denge anında bakır iyonlarının konsantrasyonu gümüş konsantrasyonundan daha büyük olmalıdır.

Ancak sabitin değeri düşüktür:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Bu da dengeye ulaşıldığında çok az miktarda gümüş klorürün çözündüğünü gösteriyor.

Metalik bakır ve gümüş konsantrasyonları denge sabitine dahil edilir.

Suyun iyonik ürünü.

Aşağıdaki tablo aşağıdaki verileri içerir:

Bu sabite denir suyun iyonik ürünü, bu sadece sıcaklığa bağlıdır. Ayrışmaya göre 1 H+ iyonu başına bir hidroksit iyonu vardır. Saf suda bu iyonların konsantrasyonu aynıdır: [ H + ] = [AH - ].

Buradan, [ H + ] = [AH- ] = = 10-7 mol/l.

Suya yabancı bir madde, örneğin hidroklorik asit eklerseniz, hidrojen iyonlarının konsantrasyonu artacaktır, ancak suyun iyonik ürünü konsantrasyona bağlı değildir.

Alkali eklerseniz iyon konsantrasyonu artacak ve hidrojen miktarı azalacaktır.

Konsantrasyon ve birbiriyle ilişkilidir: Değerlerden biri ne kadar büyükse diğeri o kadar küçüktür.

Çözeltinin asitliği (pH).

Çözeltilerin asitliği genellikle iyon konsantrasyonuyla ifade edilir. H+. Asidik ortamlarda pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10 -7 mol/l, alkalinde - pH> 10 -7 mol/l.
Bir çözeltinin asitliği, hidrojen iyonlarının konsantrasyonunun negatif logaritması ile ifade edilir. pH.

pH = -lg[ H + ].