Historia e zbulimit të një fenomeni kaq interesant në kimi si disociimi elektrolitik filloi në 1887, kur kimisti suedez Svante Arennius, ndërsa studionte përçueshmërinë elektrike të tretësirave ujore, sugjeroi që në zgjidhje të tilla substancat mund të shpërbëheshin në grimca të ngarkuara - jone. Këta jone janë në lëvizje, duke lëvizur drejt elektrodave, si katoda e ngarkuar pozitivisht, ashtu edhe anoda e ngarkuar negativisht. Ky proces zbërthimi quhet disociim elektrolitik është arsyeja e shfaqjes së rrymës elektrike në tretësirë.

Teoria e disociimit elektrolitik

Teoria klasike e disociimit elektrolitik, e zhvilluar nga zbuluesi S. Ahrennius së bashku me W. Oswald, para së gjithash, supozoi se shpërbërja e molekulave në jone (vetë shpërbërja) ndodh nën ndikimin e një rryme elektrike. Më pas, doli se kjo nuk ishte plotësisht e vërtetë, pasi u zbulua ekzistenca e joneve në tretësirat ujore, pavarësisht nëse rryma kalonte nëpër to apo jo. Pastaj Svante Ahrennius formoi një teori të re, thelbi i saj është që elektrolitet shpërbëhen spontanisht në jone nën ndikimin e një tretësi. Dhe prania e joneve krijon kushte ideale për përçueshmëri elektrike në tretësirë.

Kjo është afërsisht se si duket disociimi elektrolitik në mënyrë skematike.

Rëndësia e madhe e disociimit elektrolitik në tretësirë ​​qëndron në faktin se ai na lejon të përshkruajmë vetitë e acideve, bazave dhe kripërave, dhe më tej do të ndalemi në këtë në detaje.

Shpërbërja elektrolitike e acideve

N 3 PO 4 ⇄ N + N 2 PO- 4 (faza e parë)
N 2 PO 4 ⇄ N + NPO 2 - 4 (faza e dytë)
N 2 PO 4 ⇄ N+ PO Z - 4 (faza e tretë)

Kështu duken ekuacionet kimike për shpërbërjen elektrolitike të acideve. Shembulli tregon shpërbërjen elektrolitike të acidit fosforik H 3 PO 4, i cili zbërthehet në hidrogjen H (kation) dhe jone anode. Për më tepër, shpërbërja e shumë acideve bazë ndodh, si rregull, vetëm në hapin e parë.

Shpërbërja elektrolitike e bazave

Bazat ndryshojnë nga acidet në atë që kur ato shpërndahen, jonet hidroksid formohen si katione.

Shembull i një ekuacioni të ndarjes kimike bazë

KOH ⇄ K + OH-; NH 4 OH ⇄ NH+ 4 + OH-

Bazat që treten në ujë quhen alkale, nuk ka aq shumë, kryesisht baza alkaline dhe alkaline tokësore, si LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH dhe Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2, Ra(OH) 2

Shpërbërja elektrolitike e kripërave

Gjatë shpërbërjes elektrolitike të kripërave, metalet formohen si katione, si dhe kationi i amonit NH 4 dhe mbetjet e acidit bëhen anione.

(NH 4) 2 SO 4 ⇄ 2NH+ 4 + SO 2 - 4; Na 3 PO 4 ⇄ 3Na + PO 3- 4

Një shembull i një ekuacioni për shpërbërjen elektrolitike të kripërave.

Disociimi elektrolitik, video

Dhe së fundi, një video edukative mbi temën e artikullit tonë.

Në 1887, kimisti suedez Arrhenius formuloi teorinë e disociimit elektrolitik. Teoria shpjegon pse tretësirat ujore të kripërave, acideve dhe alkaleve përcjellin rrymë elektrike.

Disociimi elektrolitik

Arrhenius, gjatë studimit të solucioneve, vuri re se disa prej tyre kryenin rrymë elektrike. Për të kuptuar saktësisht se si ndodh kjo, duhet të kujtojmë përkufizimin e rrymës elektrike. Kjo është lëvizja e urdhëruar e grimcave të ngarkuara. Prandaj, këto grimca duhet të jenë të pranishme në tretësirë.

Grimcat e ngarkuara që bartin rrymë elektrike janë jone. Ato ndahen në katione me ngarkesë pozitive dhe anione të ngarkuara negativisht.

Oriz. 1. Kationet dhe anionet në ujë.

Jonet formohen si rezultat i shpërbërjes (ndarjes) të molekulave të substancave. Kjo mund të ndodhë në tretësirë ​​nën ndikimin e molekulave të ujit ose në temperatura të larta në shkrirje. Ndarja e molekulave në jone quhet disociim elektrolitik.

Elektrolite dhe joelektrolite

Jo të gjitha substancat shpërbëhen në jone kur ekspozohen ndaj ujit. Prandaj, ato theksojnë dy grupe substancash:

• elektrolitet - molekulat shpërbëhen në jone;
• joelektrolite - molekulat nuk zbërthehen në jone.

Tek elektrolitet Substancat komplekse inorganike përfshijnë:

• acide;
• bazat;
• shkrirjet dhe tretësirat e kripërave;
• kripëra të ngurta;
• disa okside të ngurta;
• hidroksidet.

Jo elektrolite - shumicë çështje organike. Kjo perfshin:

• aldehidet;
• ketonet;
• hidrokarbure;
• karbohidratet.

Thelbi i disociimit elektrolitik është shpërbërja e lidhjeve polare ose jonike kovalente. Molekulat e ujit tërheqin molekulat polare, duke rritur polaritetin dhe i thyejnë ato në jone. Në shkrirjet në temperatura të larta, jonet në rrjetën kristalore fillojnë të lëkunden, gjë që çon në shkatërrimin e kristalit. Lidhjet kovalente jopolare të pranishme në substanca të thjeshta janë mjaft të forta dhe nuk thyhen nga molekulat e ujit ose kur nxehen.

Oriz. 2. Molekulat e ujit formojnë jone natriumi dhe klori.

Llojet e elektroliteve

Disociimi elektrolitik karakterizohet nga shkalla e disociimit. Kjo është një sasi që pasqyron raportin e numrit të molekulave të kalbura me numrin total të molekulave të një substance. Shkalla e disociimit tregon përqindjen e molekulave të një substance që janë ndarë në jone. Shprehet me formulë

ku n është numri i molekulave të kalbura, N është numri i përgjithshëm i molekulave.

Sipas shkallës së disociimit, dallohen dy grupe elektrolitesh:

• të fortë- shpërbëhet pothuajse plotësisht në tretësira të pangopura (acide të forta, kripëra, alkale);
• i dobët- shpërbëhen pjesërisht ose nuk shpërbëhen (acide të dobëta, kripëra pak të tretshme, baza të patretshme, hidroksid amoniumi).

Oriz. 3. Elektrolite të forta dhe të dobëta.

Një tretësirë ​​e pangopur përmban një përqendrim të vogël të tretësirës. Kjo do të thotë që tretësirës mund t'i shtohet edhe një substancë.

Dispozitat e teorisë

Pasi studioi elektrolitet, Arrhenius formuloi parimet kryesore të teorisë së disociimit elektrolitik:

• substancat, kur ndërveprojnë me ujin, shpërbëhen në jone - katione dhe anione;
• rryma elektrike bën që kationet të lëvizin drejt katodës, dhe anionet drejt anodës;
• Disociimi është një proces i kthyeshëm për elektrolitet e dobëta.

Vlerësimi i raportit

Vleresim mesatar: 4 . Gjithsej vlerësimet e marra: 192.

Teoria e Arrhenius-it për disociimin elektrolitik. Ligji i hollimit i Ostwald. Shkalla e disociimit, konstanta e disociimit. Disavantazhet e teorisë Arrhenius.

Teoria Arrhenius e disociimit elektrolitik

Për elektrolitet, vetitë koligative të solucioneve (ulja e pikës së ngrirjes, rritja e pikës së vlimit, ulja e presionit të avullit të tretësit mbi tretësirën dhe presioni osmotik) janë shumë më të mëdha se vlerat përkatëse për jo-elektrolitet. Në ekuacionin për presionin osmotikfqVan't Hoff prezantoi koeficientin empirik i > 1, kuptimi fizik i të cilit u bë i qartë me ardhjen e teorisë së disociimit elektrolitik:

fq= i cRT .

Teoria e disociimit elektrolitik u propozua nga Arrhenius (1884-1887), i cili zhvilloi deklarata individuale të një numri shkencëtarësh.

Dispozitat themelore të teorisë së Arrhenius-it:

1. Kripërat, acidet, bazat, kur treten në ujë dhe në disa tretës të tjerë polare, shpërbëhen pjesërisht ose plotësisht. (shkëput) ndaj joneve. Këto jone ekzistojnë në tretësirë ​​pavarësisht nëse një rrymë elektrike kalon nëpër tretësirë ​​apo jo. Si rezultat, numri i grimcave që lëvizin në mënyrë të pavarur të substancës së tretur është më i madh se në mungesë të disociimit, dhe vlerat e vetive kolektive të zgjidhjeve rriten në përpjesëtim të drejtë me numrin e grimcave. Jonet janë grimca të ngarkuara që përbëhen ose nga atome individuale ose nga grupe atomesh. Supozohet se jonet në tretësirë ​​sillen si molekula të një gazi ideal, domethënë ato nuk ndërveprojnë me njëri-tjetrin.

2. Së bashku me procesin e disociimit në tretësirë, ndodh procesi i kundërt- bashkimi i joneve në molekula. Kështu, shpërbërja e molekulave në jone është e paplotë, pra, si masë e disociimit elektrolitik, Arrhenius prezantoi shkallën e disociimita, i përcaktuar si fraksioni i molekulave që ndahen në jone:

a== .

Për çdo reaksion shpërbërjeje elektrolitike të kthyeshme

TE n+ A n - Û n+ K z + +n – Një z –

shuman + + n- e barabartë me numrin e përgjithshëmnjonet e formuara gjatë shpërbërjes së një molekule; lidhje me koeficientin van't Hoff i jepet nga ekuacioni

i =1+( n + + n – - 1) × a=1+(n- 1) × a .

Duke përcaktuar koeficientini, mund ta përdorni këtë ekuacion për të llogaritur shkallën e disociimita, nëse sasia dihetn.

Koeficient i tregon se sa herë rritet përqendrimi total molar i grimcave në tretësirë ​​për shkak të disociimit të elektrolitit. Ndërsa hollimi rritet, koeficienti van't Hoff i afrohet një numri të plotë të thjeshtë (2, 3, 4- në varësi të numrit të joneve të formuara nga një molekulë e një lënde).

3. Shpërbërja e lëndëve të treta në jone u bindet të njëjtave ligje të ekuilibrit kimik si reaksionet e tjera, në veçanti, ligji i veprimit masiv

K d,s = ,

ku K d, s- konstante disociimi , e shprehur në terma të përqendrimit, ose të ashtuquajturat konstante e disociimit klasik .

Disociimi i elektroliteve të forta është 100% ose pothuajse 100%, kështu që përqendrimet e joneve mund të konsiderohen të barabarta me molaritetin e substancës së tretur shumëzuar men + (n – ):

s +=Me × n + ,Me -=Me × n – .

Kur një elektrolit i dobët shkëputet, vendoset një ekuilibër midis molekulave të padisocuara dhe joneve. Le të shqyrtojmë shembulli më i thjeshtë kur një molekulë ndahet në vetëm dy jone:

CH 3 COOHÛ CH 3 COO – +H +

Me- a Me a Me aс(përqendrimet e ekuilibrit)

K d,s = =

K d,s = =

Barazia e fundit është forma më e thjeshtë Ligji i mbarështimit të Ostwald (1888), që nga sasiaV = 1/Me, l/mol, quhet hollim.

Sa më i madh K d, s, aq më e lartë është shkalla e disociimit. Kështu, vlera e Kd,c mund të shërbejë si masë e forcës së acidit, domethënë një masë e aciditetit. Për elektrolitet me forcë mesatare (H 3 PO 4- hapi i parë, Ca(OH) 2, CHCl 2 COOH) K d, vlerat e s variojnë nga 10 –2 në 10 –4; për elektrolite të dobët (CH 3 COOH, N H 4 OH) K d, s = 10 –5- 10 – 9 ; atK d,s < 10-10 elektrolit konsiderohet shumë i dobët (H 2 O, C 6 H 5 OH, C 6 H 5 N H 2, HCN).

Duke ditur konstantën e disociimit, shkalla e disociimit mund të llogaritet në varësi të përqendrimit të elektrolitit. Duke vendosur ekuacioni kuadratik dhe duke pasur parasysh sea> 0, marrim

.

Siç vijon nga ekuacioni i dhënë, subjekt i K d, s>> 4Me , a® 1, domethënë, elektroliti disociohet plotësisht. Nga ana tjetër, në K d, s të vogla (zakonisht< 10 –5) dhe në përqëndrime jo shumë të ulëta, kur K d, s<< 4Me, madhësiaamund të neglizhohet në krahasim me 1 në emëruesin e ligjit të hollimit të Ostwald, dhe formulat marrin formën

K d,s =a 2 s; a= .

Marrëdhëniet e mësipërme janë të zbatueshme vetëm për tretësirat e elektroliteve binare simetrike (d.m.th., nëse një molekulë elektroliti prodhon një kation dhe një anion). Nëse elektroliti shpërbëhet në më shumë se dy jone, atëherë varësia e K d, c nëabëhet më e ndërlikuar:

Ca Cl2Û Ca 2+ +2Cl –

me (1-a) a s2 aMe

K d,s = ==

Oriz. 22. Varësia e shkallës së shpërbërjes së një elektroliti të dobëtambi përqendrimin e tijMe	Oriz. 23. Varësia e konstantës së disociimit dhe shkalla e disociimit të një elektroliti të dobët nga temperatura

Shkalla e disociimita, dhe rrjedhimisht dhe K d, s varen edhe nga temperatura, varësia kalon përmes një maksimumi (shih Fig. 23). Kjo mund të shpjegohet me ndikimin e dy ndikimeve të drejtuara në mënyrë të kundërt. Nga njëra anë, çdo shpërbërje ndodh me thithjen e nxehtësisë, dhe, për rrjedhojë, me rritjen e temperaturës, ekuilibri duhet të zhvendoset drejt disociimit më të madh. Nga ana tjetër, me rritjen e temperaturës, konstanta dielektrike e ujit, e cila shërben si tretës, zvogëlohet dhe kjo nxit ribashkimin e joneve. K d, c është maksimumi në atë T në të cilin ndikimi i faktorit të dytë fillon të mbizotërojë. Në mënyrë tipike, ndryshimi në K d, s me rritjen e T është i vogël.

Varësia e Kd,c nga temperatura përshkruhet nga ekuacioni i izobarit van't Hoff:G o =RT ln K d, s.

Teoria e disociimit elektrolitik propozuar nga shkencëtari suedez S. Arrhenius në 1887.

Disociimi elektrolitik- kjo është zbërthimi i molekulave të elektrolitit me formimin e joneve të ngarkuar pozitivisht (kationet) dhe të ngarkuar negativisht (anionet) në tretësirë.

Për shembull, acidi acetik shpërndahet si kjo në një tretësirë ​​ujore:

CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .

Disociimi është një proces i kthyeshëm. Por elektrolite të ndryshme shpërndahen ndryshe. Shkalla varet nga natyra e elektrolitit, përqendrimi i tij, natyra e tretësit, kushtet e jashtme (temperatura, presioni).

Shkalla e disociimit α - raporti i numrit të molekulave të shpërbëra në jone me numrin e përgjithshëm të molekulave:

α=v´(x)/v(x).

Shkalla mund të ndryshojë nga 0 në 1 (nga pa shkëputje deri në përfundimin e plotë të saj). Tregohet në përqindje. Përcaktuar eksperimentalisht. Kur elektroliti shkëputet, numri i grimcave në tretësirë ​​rritet. Shkalla e disociimit tregon forcën e elektrolitit.

Të dallojë të fortë Dhe elektrolite të dobëta.

Elektrolite të forta- këto janë ato elektrolite, shkalla e shpërbërjes së të cilëve kalon 30%.

Elektrolite me fuqi mesatare- këto janë ato shkalla e disociimit të të cilëve varion nga 3% deri në 30%.

Elektrolite të dobëta- shkalla e disociimit në një tretësirë ​​ujore 0,1 M është më pak se 3%.

Shembuj të elektroliteve të dobët dhe të fortë.

Elektrolitet e forta në tretësirat e holluara shpërbëhen plotësisht në jone, d.m.th. α = 1. Por eksperimentet tregojnë se disociimi nuk mund të jetë i barabartë me 1, ai ka një vlerë të përafërt, por nuk është i barabartë me 1. Ky nuk është një ndarje e vërtetë, por një e dukshme.

Për shembull, le një lidhje α = 0.7. Ato. Sipas teorisë së Arrhenius-it, 30% e molekulave të padisocuara "notojnë" në tretësirë. Dhe 70% formuan jone të lira. Dhe teoria elektrostatike i jep një përkufizim tjetër këtij koncepti: nëse α = 0,7, atëherë të gjitha molekulat shpërndahen në jone, por jonet janë vetëm 70% të lirë, dhe 30% e mbetur janë të lidhur nga ndërveprimet elektrostatike.

Shkalla e dukshme e disociimit.

Shkalla e disociimit varet jo vetëm nga natyra e tretësit dhe tretësirës, ​​por edhe nga përqendrimi i tretësirës dhe temperatura.

Ekuacioni i disociimit mund të përfaqësohet si më poshtë:

AK ⇄ A- + K + .

Dhe shkalla e shkëputjes mund të shprehet si më poshtë:

Me rritjen e përqendrimit të tretësirës, ​​shkalla e disociimit të elektrolitit zvogëlohet. Ato. vlera e shkallës për një elektrolit të caktuar nuk është një vlerë konstante.

Meqenëse disociimi është një proces i kthyeshëm, ekuacionet e shpejtësisë së reagimit mund të shkruhen si më poshtë:

Nëse shpërbërja është ekuilibër, atëherë normat janë të barabarta dhe si rezultat marrim konstante ekuilibri(konstante disociimi):

K varet nga natyra e tretësit dhe temperatura, por nuk varet nga përqendrimi i tretësirave. Nga ekuacioni është e qartë se sa më shumë molekula të padisocuara të ketë, aq më e ulët është vlera e konstantës së disociimit të elektrolitit.

Acidet polibazike disocio hap pas hapi, dhe çdo hap ka vlerën e vet konstante të disociimit.

Nëse një acid polibazik shkëputet, atëherë protoni i parë hiqet më lehtë, por ndërsa ngarkesa e anionit rritet, tërheqja rritet, dhe për këtë arsye protoni është shumë më i vështirë për t'u hequr. Për shembull,

Konstantat e disociimit të acidit ortofosforik në çdo hap duhet të ndryshojnë shumë:

I - faza:

II - faza:

III - faza:

Në fazën e parë, acidi ortofosforik është një acid me forcë mesatare, dhe në fazën e dytë është i dobët dhe në fazën e tretë është shumë i dobët.

Shembuj të konstantave të ekuilibrit për disa tretësirë ​​elektrolite.

Le të shohim një shembull:

Nëse në një tretësirë ​​që përmban jone argjendi i shtohet bakri metalik, atëherë në momentin e ekuilibrit, përqendrimi i joneve të bakrit duhet të jetë më i madh se përqendrimi i argjendit.

Por konstanta ka një vlerë të ulët:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Gjë që sugjeron se në kohën kur u arrit ekuilibri, shumë pak klorur argjendi ishte tretur.

Përqendrimet metalike të bakrit dhe argjendit përfshihen në konstantën e ekuilibrit.

Produkt jonik i ujit.

Tabela e mëposhtme përmban të dhënat e mëposhtme:

Kjo konstante quhet produkt jonik i ujit, e cila varet vetëm nga temperatura. Sipas disociimit, ka një jon hidroksid për 1 jon H+. Në ujin e pastër përqendrimi i këtyre joneve është i njëjtë: H + ] = [Oh - ].

Nga këtu, [ H + ] = [Oh- ] = = 10-7 mol/l.

Nëse shtoni një substancë të huaj, për shembull, acid klorhidrik, në ujë, përqendrimi i joneve të hidrogjenit do të rritet, por produkti jonik i ujit nuk varet nga përqendrimi.

Dhe nëse shtoni alkali, përqendrimi i joneve do të rritet, dhe sasia e hidrogjenit do të ulet.

Përqendrimi dhe janë të ndërlidhura: sa më e madhe një vlerë, aq më e vogël tjetra.

Aciditeti i tretësirës (pH).

Aciditeti i tretësirave zakonisht shprehet me përqendrimin e joneve H+. Në mjedise acidike pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10 -7 mol/l, në alkaline - pH> 10 -7 mol/l.
Aciditeti i tretësirës shprehet nëpërmjet logaritmit negativ të përqendrimit të joneve të hidrogjenit, duke e quajtur atë pH.

pH = -lg[ H + ].

Marrëdhënia midis konstantes dhe shkallës së disociimit.

Shqyrtoni një shembull të ndarjes së acidit acetik:

Le të gjejmë konstanten:

Përqendrimi molar C=1/V, zëvendësojeni atë në ekuacion dhe merrni:

Këto ekuacione janë Ligji i mbarështimit të W. Ostwald, sipas të cilit konstanta e disociimit të elektrolitit nuk varet nga hollimi i tretësirës.

Teoria e Arrhenius përfshinte dispozitat kryesore të mëposhtme:

Kur treten, molekulat e acideve inorganike dhe organike, hidroksidet dhe kripërat shpërbëhen (shpërndahen) në jone:

HCl H + + Cl -

NaOH Na + + OH -

K2SO4 2K + + SO 4 2-

Jonet janë grimca të ngarkuara që përbëhen nga atome individuale, ose një grup atomesh ose një grup atomesh. Supozohej se jonet në tretësirë ​​sillen si molekula të një gazi ideal, d.m.th. Unë nuk ndërveproj me njëri-tjetrin.

Arsyet fizike që çojnë në shkëputje nuk u morën parasysh në teorinë e Arrhenius. Nuk u diskutua gjithashtu çështja pse grimcat e ngarkuara, të cilat duhet t'i nënshtrohen ligjeve të elektrostatikës, nuk ndërveprojnë me njëra-tjetrën në zgjidhje.

Shpërbërja e molekulave në jone është e paplotë, d.m.th. jo të gjitha molekulat e elektrolitit, por vetëm një pjesë e caktuar e tyre α, e quajtur shkalla e disociimit, shpërbëhen në jone. Shkalla e disociimit e lidhur me koeficientin van't Hoff sipas marrëdhënies:

α = (1.1)

ku n është numri i joneve në të cilat ndahet një molekulë elektrolite.

Të gjitha ndryshimet cilësore të vërejtura në tretësirat e elektrolitit me përqendrim në rritje ose në ulje shoqërohen nga teoria e disociimit elektrolitik me një ndryshim në shkallën e disociimit.

Shkalla e disociimit elektrolitik konsiderohet nga kjo teori si një nga karakteristikat kryesore sasiore të një tretësire elektrolitike.

Ekziston një ekuilibër midis joneve dhe molekulave në një tretësirë. Ligji i veprimit të masës zbatohet në procesin e disociimit elektrolitik dhe karakteristika e dytë sasiore e një elektroliti është konstanta e disociimit.

Marrëdhënia e tij me shkallën e disociimit mund të konsiderohet duke përdorur shembullin e një elektroliti binar MA, duke u shkëputur sipas ekuacionit:

MA M + + A -

dhe meqenëse C MA = C - C α " = C (1-α),

A,
, atëherë konstanta e disociimit elektrolitik K sipas teorisë së Arrhenius-it duhet të zëvendësohet me shprehjen e mëposhtme:

K d =
(1.2)

Ky ekuacion u nxor nga W. Ostwald dhe shprehte thelbin e ligjit të tij të hollimit, pasi reciproku i përqendrimit molar υ = 1/C quhet hollim.

Sipas teorisë së Arrhenius-it, konstanta Kd për një elektrolit të caktuar është konstante dhe, ndryshe nga shkalla e disociimit, nuk duhet të varet nga përqendrimi dhe përcaktohet kryesisht nga natyra e elektrolitit. Prandaj, duke përdorur ekuacionin (1.2) është e mundur të llogaritet shkalla e disociimit të elektrolitit në varësi të përqendrimit të elektrolitit.

Duke zgjidhur ekuacionin kuadratik dhe duke marrë parasysh që α>0, marrim:

α =
(1.3)

Dhe siç vijon nga ekuacioni (1.3), si C → 0 ose K → ∞, α → 1 d.m.th. elektroliti disociohet plotësisht.

Nga ana tjetër, në konstante të vogla disociimi dhe në përqendrime jo shumë të ulëta të elektrolitit, kur K2<< 4КС

α ≈ (1.4)

Marrëdhëniet (1.2) dhe (1.4) janë të zbatueshme vetëm për elektrolitet binare.

4.1.3 Ekuilibri jonik në tretësirat e elektroliteve

Teoria e Arrhenius bëri të mundur shpjegimin e shumë veçorive kimike të tretësirave të elektrolitit.

Mbi bazën e tij, përkufizimi i parë shkencor u dha nga konceptet "acid" dhe "bazë", sipas të cilit një acid (HA) është një përbërës që përmban hidrogjen, pas ndarjes së të cilit formohen jonet e hidrogjenit, dhe një bazë është një përbërje (MOH), pas shpërbërjes së të cilit formohen jonet hidroksil

HA N+ + A -

MSH M + + Oh –

Kjo bëri të mundur që reaksioni i neutralizimit të konsiderohet si një proces i ndërveprimit midis joneve të hidrogjenit të një acidi dhe jonit hidroksid të një baze me formimin e ujit, dhe në tretësirat e holluara të acideve të forta dhe bazave të forta, për të cilat ka shpërbërjen e plotë të tyre. është krijuar, për t'u karakterizuar nga një efekt termik konstant, pavarësisht nga natyra e acideve dhe bazave.

Për proceset e shpërbërjes së acidit NA dhe bazës MOH, ligji i Osvaldit mund të shkruhet në formën (1.2), ku K d tregon të ashtuquajturën konstante të përqendrimit të acidit (K A) ose bazës (K B).

K A =
(1.5)

K V =
(1.6)

Vlera e tyre përcaktohet nga përqendrimet e ekuilibrit. Meqenëse konstantet zakonisht kanë vlera numerike mjaft të mëdha, është e përshtatshme t'i shkruani ato në një shkallë logaritmike:

pK A = - log K A

рК В = - log K В (1.7)

Koncepti i konstantës së ekuilibrit mund të zbatohet drejtpërdrejt për tretësit, molekulat e të cilëve janë të afta të zbërthehen në jone. Për shembull, konstanta e ekuilibrit të përqendrimit të reaksionit të disociimit të ujit: H 2 O N + + Oh -

K D =
(1.8)

Por meqenëse një pjesë shumë e vogël e molekulave të ujit ndahet në jone, mund të supozojmë se përqendrimi i ujit është pothuajse konstant, atëherë marrim:

= (1.9)

Ku, konstante
, e cila varet nga temperatura, quhet produkt jonik i ujit. Në 20 - 25 0 C

R
= - log
≈ 14

Rrjedhimisht, në këtë temperaturë, përqendrimet e joneve të hidrogjenit dhe joneve hidroksid në ujin e pastër, si dhe në çdo tretësirë ​​ujore të elektrolitit që ka një reaksion neutral, janë të barabarta me 10 -7 mol/l. Përqendrimi i joneve të hidrogjenit zakonisht shprehet gjithashtu në një shkallë logaritmike, duke treguar logaritmin e përqendrimit të joneve të hidrogjenit, të marrë me një shenjë minus, me simbolin e pH.

pH = - log

Prania, megjithëse shumë e vogël, e përqendrimeve të joneve të formuara gjatë shpërbërjes së tretësit çon në ndërveprimin e tyre me jonet e substancave të tretura në një tretësirë ​​të caktuar dhe shfaqjen e ekuilibrave të rinj jonikë. Ky fenomen quhet përgjithësisht solvoliza, dhe nëse tretësi është uji, atëherë hidroliza.

Për një kripë të një acidi të dobët dhe një bazë të fortë, reaksioni i hidrolizës vazhdon sipas ekuacionit A - + H 2 O HA + OH - dhe karakterizohet nga konstanta e hidrolizës.

K G =
(1.10)

Sepse
= konst. Duke përdorur ekuacionet (1.5.) dhe (1.9) mund të shkruajmë

K G = (për ju) (1.11)

Ekuacioni (1.11) tregon se sa më i dobët të jetë acidi, aq më e madhe është konstantja e hidrolizës. Një raport i ngjashëm mund të merret për hidrolizën e një kripe të një acidi të fortë dhe një bazë të dobët. Ekuacioni i hidrolizës ka formën

M + + H 2 O HËN + OH +

dhe konstanta e hidrolizës

K G =
(bazë) (1.12)

Për shkak të varësisë
Me rritjen e temperaturës, konstantet e hidrolizës rriten ndjeshëm.

Duhet të theksohet gjithashtu se në rastin e parë tretësira do të ketë një reaksion alkalik (pH > 7), dhe në rastin e dytë tretësira do të ketë një reaksion acid (pH< 7).

Nga sa më sipër është e qartë se nëse një kripë e një acidi të fortë dhe një bazë e fortë treten në ujë, reagimi neutral i mediumit duhet të mbetet.

Tretësirat që përmbajnë acide dhe kripëra të dobëta të formuara nga këto acide dhe baza të forta, ose që përmbajnë baza dhe kripëra të dobëta të formuara nga këto baza dhe acide të forta, kanë vetinë e jashtëzakonshme që t'i rezistojnë ndryshimeve të pH kur u shtohen acide ose baza. Kjo pronë quhet vetia buferike e tretësirave, dhe zgjidhjet që e posedojnë atë - tretësirat buferike.

Konsideroni një tretësirë ​​ujore që përmban acid acetik dhe acetat natriumi. Shtoni një bazë të fortë, siç është hidroksidi i natriumit, në këtë tretësirë. Do të ndodhë një reaksion neutralizimi i NaOH me një acid të dobët.

CH 3 COOH + Na + + OH – = CH 3 COO – + Na + + H 2 O

Për shkak të kësaj, aciditeti i tretësirës do të mbetet praktikisht i pandryshuar ose do të ndryshojë shumë herë më pak sesa nëse do të shtonim NaOH në një tretësirë ​​të acetatit të natriumit.

Nëse një acid i fortë, për shembull HCl, i shtohet tretësirës tampon, do të ndodhë një reaksion me acetat natriumi

CH 3 COOH – + Na + + H + + Сl – = CH 3 COOH + Na + +Сl –

me formimin e molekulave të acidit acetik të padisocuar, d.m.th. me përthithjen e joneve të hidrogjenit.

Ndryshimi në përqendrimin e joneve të hidrogjenit në tretësirën tampon si rezultat i shtimit të një reagjenti acid ose alkalik mund të llogaritet si më poshtë.

Shkruani konstantën e ekuilibrit të acidit acetik

K k =
(1.13)

Në këtë ekuacion, përqendrimi i molekulave të padisocuara të acidit acetik me disociim shumë të dobët është praktikisht i barabartë me përqendrimin analitik të acidit (Sk), dhe përqendrimi i joneve të acetatit është i barabartë me përqendrimin analitik të acetatit të natriumit plotësisht të shkëputur (Sc). Pastaj

=
(1.14)

Artikuj të ngjashëm