Demir güçlü veya zayıf. Asitler ve bazlar

Bazların ve amfoterik hidroksitlerin kimyasal özelliklerini tartışmadan önce, ne olduğunu net bir şekilde tanımlayalım?

1) Bazlar veya bazik hidroksitler, +1 veya +2 oksidasyon durumundaki metal hidroksitleri içerir, yani. formülleri ya MeOH ya da Me(OH) 2 olarak yazılır. Ancak, istisnalar vardır. Dolayısıyla, Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 hidroksitleri bazlara ait değildir.

2) Amfoterik hidroksitler, +3, +4 oksidasyon durumundaki metal hidroksitleri ve istisna olarak, hidroksitleri Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2'yi içerir. +4 oksidasyon durumundaki metal hidroksitler KULLANIM atamalarında bulunmaz, bu nedenle dikkate alınmayacaktır.

Bazların kimyasal özellikleri

Tüm bazlar ayrılır:

Berilyum ve magnezyumun alkali toprak metalleri olmadığını hatırlayın.

Suda çözünür olmalarına ek olarak, alkaliler sulu çözeltilerde de çok iyi ayrışırlar, çözünmeyen bazlar ise düşük derecede ayrışmaya sahiptir.

Çözünürlük ve alkaliler ile çözünmeyen hidroksitler arasında ayrışma yeteneğindeki bu fark, sırayla, kimyasal özelliklerinde gözle görülür farklılıklara yol açar. Bu nedenle, özellikle alkaliler, kimyasal olarak daha aktif bileşiklerdir ve çoğu zaman, çözünmeyen bazların girmediği reaksiyonlara girme yeteneğine sahiptir.

Bazların asitlerle reaksiyonu

Alkaliler, çok zayıf ve çözünmeyenler dahil olmak üzere kesinlikle tüm asitlerle reaksiyona girer. Örneğin:

Çözünmeyen bazlar hemen hemen tüm çözünür asitlerle reaksiyona girer, çözünmeyen silisik asit ile reaksiyona girmez:

Me (OH) 2 formunun genel formülüne sahip hem güçlü hem de zayıf bazların asit eksikliği olan bazik tuzlar oluşturabileceğine dikkat edilmelidir, örneğin:

Asit oksitlerle etkileşim

Alkaliler, tüm asidik oksitlerle reaksiyona girerek tuzlar ve genellikle su oluşturur:

Çözünmeyen bazlar, kararlı asitlere karşılık gelen tüm yüksek asit oksitlerle, örneğin P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5 ile orta tuzların oluşumu ile reaksiyona girebilir:

Me (OH)2 formundaki çözünmeyen bazlar, su varlığında sadece bazik tuzların oluşumu ile karbon dioksit ile reaksiyona girer. Örneğin:

Cu(OH) 2 + CO2 = (CuOH) 2C03 + H2O

Olağanüstü eylemsizliği nedeniyle silikon dioksit ile yalnızca en güçlü bazlar, alkaliler reaksiyona girer. Bu durumda normal tuzlar oluşur. Reaksiyon, çözünmeyen bazlarla ilerlemez. Örneğin:

Bazların amfoterik oksitler ve hidroksitlerle etkileşimi

Tüm alkaliler amfoterik oksitler ve hidroksitlerle reaksiyona girer. Reaksiyon, bir amfoterik oksit veya hidroksitin katı bir alkali ile kaynaştırılmasıyla gerçekleştirilirse, böyle bir reaksiyon hidrojensiz tuzların oluşumuna yol açar:

Sulu alkali çözeltileri kullanılıyorsa, hidrokso kompleks tuzları oluşur:

Alüminyum durumunda, Na tuzu yerine fazla konsantre alkalinin etkisi altında, Na3 tuzu oluşur:

Bazların tuzlarla etkileşimi

Herhangi bir baz, yalnızca iki koşul aynı anda karşılandığında herhangi bir tuzla reaksiyona girer:

1) başlangıç bileşiklerinin çözünürlüğü;

2) reaksiyon ürünleri arasında bir çökelti veya gazın varlığı

Örneğin:

Bazların termal kararlılığı

Ca(OH) 2 hariç tüm alkaliler ısıya dayanıklıdır ve bozunmadan erir.

Tüm çözünmeyen bazlar ve ayrıca az çözünür Ca (OH) 2, ısıtıldığında ayrışır. Kalsiyum hidroksit için en yüksek bozunma sıcaklığı yaklaşık 1000 o C'dir:

Çözünmeyen hidroksitler çok daha düşük bozunma sıcaklıklarına sahiptir. Örneğin, bakır (II) hidroksit, 70 o C'nin üzerindeki sıcaklıklarda zaten ayrışır:

Amfoterik hidroksitlerin kimyasal özellikleri

Amfoterik hidroksitlerin asitlerle etkileşimi

Amfoterik hidroksitler güçlü asitlerle reaksiyona girer:

+3 oksidasyon durumundaki amfoterik metal hidroksitler, yani. Me (OH) 3 tipi, H2S, H2SO3 ve H2C03 gibi asitlerle reaksiyona girmezler, çünkü bu reaksiyonlar sonucunda oluşabilecek tuzlar geri dönüşümsüz hidrolize tabidir. orijinal amfoterik hidroksit ve karşılık gelen asit:

Amfoterik hidroksitlerin asit oksitlerle etkileşimi

Amfoterik hidroksitler, kararlı asitlere (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5) karşılık gelen daha yüksek oksitlerle reaksiyona girer:

+3 oksidasyon durumundaki amfoterik metal hidroksitler, yani. Me (OH) 3 tipi, asit oksitler SO 2 ve CO 2 ile reaksiyona girmez.

Amfoterik hidroksitlerin bazlarla etkileşimi

Bazlardan amfoterik hidroksitler sadece alkalilerle reaksiyona girer. Bu durumda, sulu bir alkali çözeltisi kullanılırsa, hidrokso kompleks tuzları oluşur:

Amfoterik hidroksitler katı alkalilerle birleştiğinde, susuz analogları elde edilir:

Amfoterik hidroksitlerin bazik oksitlerle etkileşimi

Amfoterik hidroksitler, alkali ve toprak alkali metallerin oksitleri ile birleştiğinde reaksiyona girer:

Amfoterik hidroksitlerin termal ayrışması

Tüm amfoterik hidroksitler suda çözünmezler ve herhangi bir çözünmeyen hidroksit gibi, karşılık gelen oksit ve suya ısıtıldıklarında ayrışırlar.

tanımladık hidroliz hakkında bazı gerçekleri hatırladı tuzlar. Şimdi güçlü ve zayıf asitleri tartışacağız ve hidroliz "senaryosunun" tam olarak bu tuzu hangi asit ve hangi bazın oluşturduğuna bağlı olduğunu öğreneceğiz.

← Tuzların hidrolizi. Bölüm I

Güçlü ve zayıf elektrolitler

Size tüm asitlerin ve bazların şartlı olarak bölünebileceğini hatırlatmama izin verin. kuvvetli Ve zayıf. Güçlü asitler (ve genel olarak güçlü elektrolitler) sulu çözeltide neredeyse tamamen ayrışır. Zayıf elektrolitler küçük bir ölçüde iyonlara ayrışır.

Güçlü asitler şunları içerir:

H2S04 (sülfürik asit),
HCIO 4 (perklorik asit),
HClO3 (klorik asit),
HNO3 (nitrik asit),
HCl (hidroklorik asit),
HBr (hidrobromik asit),
HI (hidroiyodik asit).

Aşağıdakiler zayıf asitlerin bir listesidir:

H2S03 (kükürtlü asit),
H2C03 (karbonik asit),
H2SiO3 (silisik asit),
H3P03 (fosfor asit),
H3P04 (ortofosforik asit),
HClO2 (klorlu asit),
HClO (hipokloröz asit),
HNO2 (nitröz asit),
HF (hidroflorik asit),
H2S (hidrosülfürik asit),
çoğu organik asit, örneğin asetik (CH3COOH).

Doğal olarak, doğada var olan tüm asitleri listelemek imkansızdır. Yalnızca en "popüler" olanlar listelenir. Asitlerin güçlü ve zayıf olarak bölünmesinin oldukça keyfi olduğu da anlaşılmalıdır.

Güçlü ve zayıf bazlarla işler çok daha basit. Çözünürlük tablosunu kullanabilirsiniz. Tüm güçlü bazlar çözünür NH 4 OH hariç baz suda. Bu maddelere alkaliler (NaOH, KOH, Ca (OH) 2 vb.)

Zayıf bazlar:

tüm suda çözünmeyen hidroksitler (örn. Fe(OH) 3 , Cu(OH) 2 vb.),
NH40H (amonyum hidroksit).

Tuz hidrolizi. Genel gerçekler

Bu makaleyi okuyanlara, konuşmanın ana konusunu çoktan unuttuk ve bir yere gittik gibi görünebilir. Bu doğru değil! Asitler ve bazlar, güçlü ve zayıf elektrolitler hakkındaki konuşmamız doğrudan tuzların hidrolizi ile ilgilidir. Şimdi buna ikna olacaksınız.

O halde size temel gerçekleri vereyim:

Tüm tuzlar hidrolize uğramaz. Mevcut hidrolitik olarak kararlı sodyum klorür gibi bileşikler.
Tuzların hidrolizi tam (tersinmez) ve kısmi (tersinir) olabilir.
Hidroliz reaksiyonu sırasında bir asit veya baz oluşur, ortamın asitliği değişir.
Temel hidroliz olasılığı, karşılık gelen reaksiyonun yönü, tersinirliği veya tersinmezliği belirlenir. asit gücü Ve vakıf gücü ile bu tuzu oluşturanlar.
Karşılık gelen asit ve resp gücüne bağlı olarak. bazlar, tüm tuzlar ayrılabilir 4 grup. Bu grupların her birinin kendi hidroliz "senaryosu" vardır.

Örnek 4. Tuz NaNO3, güçlü bir asit (HNO 3) ve güçlü bir bazdan (NaOH) oluşur. Hidroliz olmaz, yeni bileşikler oluşmaz, ortamın asitliği değişmez.

Örnek 5. Tuz NiSO 4, güçlü bir asit (H 2 SO 4 ) ve zayıf bir baz (Ni (OH) 2) tarafından oluşturulur. Katyonda hidroliz meydana gelir, reaksiyon sırasında bir asit ve bir bazik tuz oluşur.

Örnek 6. Potasyum karbonat, zayıf bir asit (H2C03) ve güçlü bir bazdan (KOH) oluşur. Anyon hidrolizi, alkali ve asit tuzu oluşumu. Alkali çözelti.

Örnek 7. Alüminyum sülfür, zayıf bir asit (H 2 S) ve zayıf bir baz (Al (OH) 3) tarafından oluşturulur. Hidroliz hem katyonda hem de anyonda gerçekleşir. geri dönüşü olmayan reaksiyon. İşlem sırasında H2S ve alüminyum hidroksit oluşur. Ortamın asitliği biraz değişir.

Kendin dene:

Egzersiz 2. Aşağıdaki tuzlar ne türdür: FeCl 3 , Na 3 PO 3 , KBr, NH 4 NO 2 ? Bu tuzlar hidrolize olur mu? Katyon veya anyon? Reaksiyon sırasında ne oluşur? Ortamın asitliği nasıl değişir? Reaksiyon denklemleri henüz yazılamaz.

4 tuz grubunu sırayla tartışmak ve her biri için belirli bir hidroliz "senaryosu" vermek bize kalır. Bir sonraki bölümde, zayıf bir baz ve güçlü bir asitten oluşan tuzlarla başlayacağız.

Tuzların hidrolizinin sulu çözeltilerinde nasıl ilerlediğini anlamak için önce bu işlemin bir tanımını veriyoruz.

Hidrolizin tanımı ve özellikleri

Bu işlem, su iyonlarının tuz iyonlarıyla kimyasal etkisini içerir, bunun sonucunda zayıf bir baz (veya asit) oluşur ve ortamın reaksiyonu da değişir. Herhangi bir tuz, bir baz ve bir asidin kimyasal reaksiyon ürünü olarak temsil edilebilir. Güçlerinin ne olduğuna bağlı olarak, sürecin seyri için birkaç seçenek vardır.

hidroliz türleri

Kimyada, tuz ve su katyonları arasında üç tip reaksiyon göz önünde bulundurulur. Her işlem ortamın pH'ında bir değişiklik ile gerçekleştirilir, bu nedenle pH değerini belirlemek için farklı tipte indikatörlerin kullanılması beklenir. Örneğin, asidik bir reaksiyon için mor turnusol kullanılır, bir alkalin reaksiyon için fenolftalein uygundur. Her bir hidroliz varyantının özelliklerini daha ayrıntılı olarak analiz edelim. Kuvvetli ve zayıf bazlar çözünürlük tablosundan, asitlerin kuvveti ise tablodan belirlenebilir.

katyon ile hidroliz

Böyle bir tuza örnek olarak, demir klorürü (2) ele alalım. Demir(2) hidroksit zayıf bir bazdır, hidroklorik asit ise kuvvetli bir bazdır. Su ile etkileşim (hidroliz) sürecinde, bir bazik tuz (demir hidroksoklorür 2) oluşumu meydana gelir ve ayrıca hidroklorik asit oluşur. Çözeltide asidik bir ortam belirir, mavi turnusol (pH 7'den az) kullanılarak belirlenebilir. Bu durumda, zayıf bir baz kullanıldığı için hidrolizin kendisi katyon üzerinden ilerler.

Anlatılan durum için bir hidroliz işlemi örneği daha verelim. Magnezyum klorür tuzunu düşünün. Magnezyum hidroksit zayıf bir bazdır, hidroklorik asit ise güçlü bir bazdır. Su molekülleri ile etkileşim sürecinde, magnezyum klorür bazik bir tuza (hidroksoklorür) dönüşür. Genel formülü M(OH) 2 olan magnezyum hidroksit suda az çözünür, ancak güçlü hidroklorik asit çözeltiyi asidik yapar.

anyon hidrolizi

Hidrolizin bir sonraki çeşidi, güçlü bir baz (alkali) ve zayıf bir asitten oluşan bir tuz için tipiktir. Bu duruma örnek olarak sodyum karbonatı ele alalım.

Bu tuz, güçlü bir sodyum bazı ve zayıf bir karbonik asit içerir. Su molekülleri ile etkileşim, bir asit tuzu - sodyum bikarbonat oluşumu ile ilerler, yani anyon boyunca hidroliz meydana gelir. Ek olarak, çözeltiye alkali bir ortam veren çözelti oluşur.

Bu durum için başka bir örnek verelim. Potasyum sülfit, güçlü bir baz - kostik potasyumun yanı sıra zayıf olandan oluşan bir tuzdur.Su ile etkileşim sürecinde (hidroliz sırasında), potasyum hidrosülfit (asit tuzu) ve potasyum hidroksit (alkali) oluşur. Çözeltideki ortam alkali olacaktır, fenolftalein kullanılarak doğrulanabilir.

Tam hidroliz

Zayıf asit ve zayıf bazın tuzu tam hidrolize uğrar. Özelliğinin ne olduğunu ve bu kimyasal reaksiyon sonucunda hangi ürünlerin oluşacağını bulmaya çalışalım.

Örnek olarak alüminyum sülfürü kullanarak zayıf bir bazın ve zayıf bir asidin hidrolizini analiz edelim. Bu tuz, zayıf bir baz olan alüminyum hidroksit ile zayıf bir hidrosülfürik asitten oluşur. Su ile etkileşime girdiğinde, bir çökelti şeklinde alüminyum hidroksitin yanı sıra gaz halinde hidrojen sülfürün oluştuğu tam bir hidroliz gözlenir. Böyle bir etkileşim hem katyonda hem de anyonda meydana gelir, bu nedenle bu hidroliz seçeneğinin tamamlanmış olduğu kabul edilir.

Magnezyum sülfür de bu tip tuzun su ile etkileşimine örnek olarak gösterilebilir. Bu tuz magnezyum hidroksit içerir, formülü Mg (OH) 2'dir. Suda çözünmeyen zayıf bir bazdır. Ayrıca magnezyum sülfürün içinde zayıf olan hidrosülfit asit vardır. Su ile etkileşime girdiğinde, (katyon ve anyona göre) tam hidroliz meydana gelir, bunun sonucunda magnezyum hidroksit bir çökelti şeklinde oluşur ve hidrojen sülfür de bir gaz şeklinde salınır.

Kuvvetli asit ve kuvvetli bazın oluşturduğu bir tuzun hidrolizini düşünürsek, ilerlemediğine dikkat edilmelidir. Potasyum klorür gibi tuz çözeltilerindeki ortam nötr kalır.

Çözüm

Kuvvetli ve zayıf bazlar, tuzları oluşturan asitler, hidrolizin sonucunu, ortaya çıkan çözeltideki ortamın reaksiyonunu etkiler. Benzer süreçler doğada yaygındır.

Hidroliz, yer kabuğunun kimyasal dönüşümünde özellikle önemlidir. Suda az çözünür olan metal sülfürler içerir. Hidrolizleri meydana geldiğinde, hidrojen sülfür oluşumu, volkanik aktivite sürecinde yeryüzünün yüzeyine salınması.

Silikat kayaçları, hidroksitlere dönüştürüldüğünde, kayaların kademeli olarak tahrip olmasına neden olur. Örneğin malakit gibi bir mineral, bakır karbonatların hidrolizinin bir ürünüdür.

Okyanuslarda da yoğun bir hidroliz süreci meydana gelir. ve su ile gerçekleştirilen kalsiyum ise hafif alkali bir ortama sahiptir. Bu koşullar altında, deniz bitkilerinde fotosentez süreci iyi ilerler ve deniz organizmaları daha yoğun gelişir.

Yağ, su safsızlıkları ve kalsiyum ve magnezyum tuzları içerir. Yağ ısıtma sürecinde, su buharı ile etkileşime girerler. Hidroliz sırasında, metal ile etkileşimi ekipmanın tahrip olmasına neden olan hidrojen klorür oluşur.

Tuz hidrolizi" - Toplumun üretken bir gücü olarak bir kimya fikri oluşturmak. Asetik asit CH3COOH, organik asitlerin en eskisidir. Asitlerde - karboksil grupları, Ancak buradaki tüm asitler zayıftır.

Tüm asitler, özellikleri ve bazları güçlü ve zayıf olarak ayrılır. Örneğin, zayıf bir asidin konsantre bir çözeltisini veya güçlü bir bazın seyreltik bir çözeltisini yapamazsınız. Bu durumda suyumuz, hidroklorik asitten bir proton aldığı için bir baz rolü oynar. Sulu çözeltilerde tamamen ayrışan asitlere kuvvetli asitler denir.

Belirsiz sayıda su molekülü ile hidratlanmış oksitler için, örneğin, Tl2O3 n H2O, Tl(OH)3 gibi formüller yazmak kabul edilemez. Bu tür bileşiklerin hidroksit olarak adlandırılması da önerilmez.

Bazlar için güçleri, yani bir protonu bir asitten ayırma yeteneği ölçülebilir. Tüm bazlar farklı renklerde katı maddelerdir. Dikkat! Alkaliler çok yakıcı maddelerdir. Alkali solüsyonlar cilde temas ederse ciddi ve uzun süreli iyileşen yanıklara neden olur, göze kaçarsa körlüğe neden olabilir. Arsenik içeren kobalt minerallerini kavururken, uçucu toksik arsenik oksit açığa çıkar.

Su molekülünün bu özellikleri zaten sizin tarafınızdan biliniyor. II) ve bir asetik asit çözeltisi. HNO2) - sadece bir proton.

Tüm bazlar farklı renklere sahip katılardır. 1. Göstergelere göre hareket ederler. Göstergeler, farklı kimyasallarla etkileşime bağlı olarak renklerini değiştirir. Bazlarla etkileşime girdiklerinde renklerini değiştirirler: metil turuncu göstergesi sarıya döner, turnusol göstergesi maviye döner ve fenolftalein fuşya olur.

Kapları, örneğin buzla dolu bir kaba yerleştirerek soğutun. Üç çözüm açık kalacak ve dördüncüsü hızla bulanıklaşacak, beyaz bir çökelti düşmeye başlayacak. Baryum tuzunun bulunduğu yer burasıdır. Bu kabı bir kenara koyun. Baryum karbonatı başka bir şekilde hızlı bir şekilde belirleyebilirsiniz. Bunu yapmak oldukça kolaydır, tek ihtiyacınız olan porselen buharlaşma kapları ve bir ispirto lambası. Lityum tuzu ise, renk parlak kırmızı olacaktır. Bu arada baryum tuzu da aynı şekilde test edilseydi alevin rengi yeşil olmalıydı.

Elektrolit, katı halde dielektrik olan, yani elektrik akımını iletmeyen, ancak çözünmüş veya erimiş halde iletken hale gelen bir maddedir. Ayrışma derecesinin ve buna bağlı olarak elektrolitin gücünün birçok faktöre bağlı olduğunu unutmayın: elektrolitin doğası, çözücü ve sıcaklık. Bu nedenle, bu bölünmenin kendisi bir dereceye kadar koşulludur. Sonuçta, aynı madde farklı koşullar altında hem güçlü hem de zayıf bir elektrolit olabilir.

Hidroliz olmaz, yeni bileşikler oluşmaz, ortamın asitliği değişmez. Ortamın asitliği nasıl değişir? Reaksiyon denklemleri henüz yazılamaz. 4 tuz grubunu sırayla tartışmak ve her biri için belirli bir hidroliz "senaryosu" vermek bizim için kalır. Bir sonraki bölümde, zayıf bir baz ve güçlü bir asitten oluşan tuzlarla başlayacağız.

Makaleyi okuduktan sonra, maddeleri tuzlara, asitlere ve bazlara ayırabileceksiniz. H çözeltisi, asit ve bazların genel özellikleri nelerdir. Bir Lewis asidinin tanımını kastediyorlarsa, metinde böyle bir aside Lewis asidi denir.

Bu değer ne kadar düşükse asit o kadar güçlüdür. Güçlü veya zayıf - bu, doktora referans kitabında gereklidir. izle, ama klasikleri bilmen gerekiyor. Kuvvetli asitler, tuzdan başka bir asidin anyonunun yerini alabilen asitlerdir.

ELEKTROLİTLERÇözeltileri veya eriyikleri elektriği ileten maddeler.

ELEKTROLİT OLMAYANÇözeltileri veya eriyikleri elektriği iletmeyen maddeler.

Ayrışma- bileşiklerin iyonlara ayrışması.

Ayrışma derecesi iyonlara ayrışan molekül sayısının çözeltideki toplam molekül sayısına oranıdır.

GÜÇLÜ ELEKTROLİTLER suda çözündüklerinde neredeyse tamamen iyonlarına ayrışırlar.

Güçlü elektrolitlerin ayrışma denklemlerini yazarken eşittir işareti koyun.

Güçlü elektrolitler şunları içerir:

Çözünür tuzlar ( çözünürlük tablosuna bakın);

Birçok inorganik asit: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( Bakmak çözünürlük tablosunda asit-güçlü elektrolitler);

Alkali (LiOH, NaOH, KOH) ve toprak alkali (Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH)) 2) metallerin ( çözünürlük tablosundaki güçlü elektrolit bazlarına bakın).

ZAYIF ELEKTROLİTLER sulu çözeltilerde sadece kısmen (tersinir) iyonlara ayrışır.

Zayıf elektrolitler için ayrışma denklemlerini yazarken, tersinirlik işareti konur.

Zayıf elektrolitler şunları içerir:

Hemen hemen tüm organik asitler ve su (H 2 O);

Bazı inorganik asitler: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( Bakmak çözünürlük tablosunda asitler-zayıf elektrolitler);

Çözünmeyen metal hidroksitler (Mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2) ( üsleri görmekCçözünürlük tablosundaki zayıf elektrolitler).

Elektrolitik ayrışma derecesi bir dizi faktörden etkilenir:

çözücünün doğası ve elektrolit: güçlü elektrolitler, iyonik ve kovalent güçlü polar bağlara sahip maddelerdir; iyi iyonlaşma yeteneği, yani maddelerin ayrışmasına neden olma yeteneği, molekülleri polar olan (örneğin su) yüksek dielektrik sabiti olan çözücülere sahip;

sıcaklık: ayrışma endotermik bir süreç olduğundan, sıcaklıktaki bir artış α'nın değerini artırır;

konsantrasyon: çözelti seyreltildiğinde, ayrışma derecesi artar ve artan konsantrasyonla azalır;

ayrışma sürecinin aşaması: sonraki her aşama bir öncekinden daha az etkilidir, yaklaşık 1000-10.000 kez; örneğin fosforik asit için α 1 > α 2 > α 3:

H3PO4⇄Н++H2PO−4 (birinci aşama, α 1),

H2PO−4⇄H++HPO2−4 (ikinci aşama, α 2),

НPO2−4⇄Н++PO3−4 (üçüncü aşama, α 3).

Bu nedenle, bu asidin bir çözeltisinde hidrojen iyonlarının konsantrasyonu en yüksek, PO3-4 fosfat iyonlarının konsantrasyonu ise en düşüktür.

1. Bir maddenin çözünürlüğü ve ayrışma derecesi birbiriyle ilişkili değildir. Örneğin, zayıf bir elektrolit, suda yüksek oranda (kısıtlama olmaksızın) çözünür olan asetik asittir.

2. Zayıf bir elektrolit çözeltisi, elektrolitik ayrışmanın son aşamasında oluşan iyonlardan diğerlerinden daha az içerir.

Elektrolitik ayrışma derecesi de şunlardan etkilenir: diğer elektrolitlerin eklenmesi: örneğin formik asidin ayrışma derecesi

HCOOH ⇄ HCOO − + H+

çözeltiye biraz sodyum format eklenirse azalır. Bu tuz, format iyonları oluşturmak için ayrışır HCOO - :

HCOONa → HCOO − + Na +

Sonuç olarak, çözeltideki HCOO- iyonlarının konsantrasyonu artar ve Le Chatelier ilkesine göre, format iyonlarının konsantrasyonundaki bir artış, formik asit ayrışma sürecinin dengesini sola kaydırır, yani. ayrışma derecesi azalır.

Ostwald seyreltme yasası- ikili zayıf elektrolitin seyreltik bir çözeltisinin eşdeğer elektriksel iletkenliğinin çözeltinin konsantrasyonuna bağımlılığını ifade eden oran:

Burada, elektrolitin ayrışma sabiti, konsantrasyon ve sırasıyla konsantrasyonda ve sonsuz seyreltmede eşdeğer elektriksel iletkenliğin değerleridir. Oran, kütle hareketi ve eşitlik yasasının bir sonucudur.

ayrışma derecesi nerede.

Ostwald seyreltme yasası, 1888'de W. Ostwald tarafından geliştirildi ve deneysel olarak doğrulandı. Ostwald seyreltme yasasının doğruluğunun deneysel olarak kurulması, elektrolitik ayrışma teorisini doğrulamak için büyük önem taşıyordu.

Suyun elektrolitik ayrışması. Hidrojen göstergesi pH Su, zayıf bir amfoterik elektrolittir: H2O H+ + OH- veya daha kesin olarak: 2H2O \u003d H3O + + OH- 25 ° C'de suyun ayrışma sabiti: sabit olarak kabul edilebilir ve 55.55 mol / l'ye eşit (su yoğunluğu 1000 g / l, kütle 1 l 1000 g, su maddesi miktarı 1000g: 18g / mol \u003d 55.55 mol, C \u003d 55.55 mol: 1 l \u003d 55 .55 mol/l). O zaman Bu değer belirli bir sıcaklıkta (25 ° C) sabittir, buna suyun iyon ürünü KW denir: Suyun ayrışması endotermik bir süreçtir, bu nedenle, Le Chatelier ilkesine göre sıcaklıktaki bir artışla, ayrışma artar, iyon ürünü artar ve 100 °C'de 10-13 değerine ulaşır. 25°C'deki saf suda, hidrojen ve hidroksil iyonlarının konsantrasyonları birbirine eşittir: = = 10-7 mol/l Hidrojen ve hidroksil iyonlarının konsantrasyonlarının birbirine eşit olduğu çözeltilere nötr denir. Saf suya asit eklenirse, hidrojen iyonlarının konsantrasyonu artacak ve 10-7 mol / l'den fazla olacak, ortam asidik hale gelecek, hidroksil iyonlarının konsantrasyonu ise anında değişecek, böylece suyun iyon ürünü korunacaktır. 10-14 değeri. Saf suya alkali eklendiğinde de aynı şey olur. Hidrojen ve hidroksil iyonlarının konsantrasyonları iyon ürünü aracılığıyla birbiriyle ilişkilidir, bu nedenle iyonlardan birinin konsantrasyonunu bilerek diğerinin konsantrasyonunu hesaplamak kolaydır. Örneğin, eğer = 10-3 mol/l ise, o zaman = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l veya eğer = 10-2 mol/l ise, o zaman = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Bu nedenle, hidrojen veya hidroksil iyonlarının konsantrasyonu, ortamın asitliğinin veya alkaliliğinin nicel bir özelliği olarak hizmet edebilir. Pratikte, kullanılan hidrojen veya hidroksil iyonlarının konsantrasyonları değil, hidrojen pH veya hidroksil pOH göstergeleridir. Hidrojen indeksi pH, hidrojen iyonları konsantrasyonunun negatif ondalık logaritmasına eşittir: pH = - lg Hidroksil indeksi pOH, hidroksil iyonları konsantrasyonunun negatif ondalık logaritmasına eşittir: pOH = - lg İle göstermek kolaydır suyun iyonik ürününü pH + pOH = 14 olarak telaffuz ederek, ortam 7'den azsa - asidikse nötrdür ve pH ne kadar düşükse, hidrojen iyonlarının konsantrasyonu o kadar yüksek olur. 7'den büyük pH - alkali ortam, pH ne kadar yüksek olursa, hidroksil iyonlarının konsantrasyonu o kadar yüksek olur.