อิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอ ได้แก่ สารต่างๆ อิเล็กโทรไลต์ที่แข็งแกร่ง
อิเล็กโทรไลต์ชนิดเข้มข้นเมื่อละลายในน้ำ จะแยกตัวออกเป็นไอออนเกือบทั้งหมด โดยไม่คำนึงถึงความเข้มข้นของอิเล็กโทรไลต์ในสารละลาย
ดังนั้นในสมการการแยกตัวของอิเล็กโทรไลต์แรงจึงใช้เครื่องหมายเท่ากับ (=)
อิเล็กโทรไลต์เข้มข้น ได้แก่ :
เกลือที่ละลายน้ำได้
กรดอนินทรีย์หลายชนิด: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;
ฐานที่เกิดจากโลหะอัลคาไล (LiOH, NaOH, KOH ฯลฯ) และโลหะอัลคาไลน์เอิร์ธ (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2)
อิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอในสารละลายที่เป็นน้ำจะแยกตัวออกเป็นไอออนเพียงบางส่วน (ย้อนกลับได้)
ดังนั้นในสมการการแยกตัวของอิเล็กโทรไลต์อ่อนจึงใช้เครื่องหมายการกลับตัวได้ (⇄)
อิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอ ได้แก่ :
กรดอินทรีย์และน้ำเกือบทั้งหมด
กรดอนินทรีย์บางชนิด: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 ฯลฯ
ไฮดรอกไซด์ของโลหะที่ไม่ละลายน้ำ: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 เป็นต้น
สมการปฏิกิริยาไอออนิก
สมการปฏิกิริยาไอออนิก
ปฏิกิริยาเคมีในสารละลายอิเล็กโทรไลต์ (กรด เบส และเกลือ) เกิดขึ้นจากการมีส่วนร่วมของไอออน สารละลายสุดท้ายอาจยังคงชัดเจน (ผลิตภัณฑ์ละลายในน้ำได้สูง) แต่หนึ่งในผลิตภัณฑ์จะเป็นอิเล็กโทรไลต์อ่อน ในกรณีอื่นๆ จะเกิดการตกตะกอนหรือการวิวัฒนาการของก๊าซ
สำหรับปฏิกิริยาในสารละลายที่เกี่ยวข้องกับไอออน ไม่เพียงแต่จะเขียนสมการโมเลกุลเท่านั้น แต่ยังรวมถึงสมการไอออนิกแบบเต็มและสมการไอออนิกแบบสั้นด้วย
ในสมการไอออนิกตามข้อเสนอของนักเคมีชาวฝรั่งเศส K. -L. จากข้อมูลของ Berthollet (1801) อิเล็กโทรไลต์ที่มีความเข้มข้นและละลายได้ง่ายทั้งหมดเขียนอยู่ในรูปของสูตรไอออน ส่วนตะกอน ก๊าซ และอิเล็กโทรไลต์แบบอ่อนจะถูกเขียนในรูปแบบของสูตรโมเลกุล การก่อตัวของการตกตะกอนจะถูกทำเครื่องหมายด้วยเครื่องหมาย "ลูกศรลง" (↓) และการก่อตัวของก๊าซด้วยเครื่องหมาย "ลูกศรขึ้น" () ตัวอย่างการเขียนสมการปฏิกิริยาโดยใช้กฎของเบอร์ทอลเล็ต:
ก) สมการโมเลกุล
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
b) สมการไอออนิกที่สมบูรณ์
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - แก๊ส, H2O - อิเล็กโทรไลต์อ่อน)
c) สมการไอออนิกสั้น
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O
โดยปกติ เมื่อเขียนจะจำกัดอยู่เพียงสมการไอออนิกสั้นๆ โดยรีเอเจนต์ที่เป็นของแข็งแสดงด้วยดัชนี (t) รีเอเจนต์ที่เป็นก๊าซแสดงด้วยดัชนี (g) ตัวอย่าง:
1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 แทบไม่ละลายในน้ำ
2) บาส + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(สมการไอออนิกเต็มและสั้นเหมือนกัน)
3) CaCO3(t) + CO2(ก.) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(เกลือที่เป็นกรดส่วนใหญ่จะละลายได้ดีในน้ำ)
หากอิเล็กโทรไลต์เข้มข้นไม่เกี่ยวข้องกับปฏิกิริยา สมการไอออนิกจะหายไป:
Mg(OH)2(s) + 2HF(r) = MgF2↓ + 2H2O
ตั๋วหมายเลข 23
ไฮโดรไลซิสของเกลือ
การไฮโดรไลซิสของเกลือคือปฏิกิริยาระหว่างไอออนของเกลือกับน้ำเพื่อสร้างอนุภาคที่แยกออกจากกันเล็กน้อย
ไฮโดรไลซิสแท้จริงแล้วคือการสลายตัวด้วยน้ำ ด้วยการกำหนดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิสของเกลือในลักษณะนี้ เราเน้นย้ำว่าเกลือในสารละลายอยู่ในรูปของไอออน และแรงผลักดันของปฏิกิริยาคือการก่อตัวของอนุภาคที่แยกออกจากกันเล็กน้อย (กฎทั่วไปสำหรับปฏิกิริยาหลายอย่างในสารละลาย)
ไฮโดรไลซิสเกิดขึ้นเฉพาะในกรณีที่ไอออนก่อตัวขึ้นจากการแยกตัวด้วยไฟฟ้าของเกลือ - แคตไอออน แอนไอออน หรือทั้งสองอย่างรวมกัน - สามารถสร้างสารประกอบที่แยกตัวออกจากกันอย่างอ่อนด้วยไอออนของน้ำ และสิ่งนี้จะเกิดขึ้นเมื่อ ไอออนบวกนั้นมีโพลาไรซ์อย่างแรง ( ไอออนบวกของเบสอ่อน) และไอออนนั้นมีโพลาไรซ์อย่างง่ายดาย (ไอออนของกรดอ่อน) สิ่งนี้จะเปลี่ยนค่า pH ของสิ่งแวดล้อม ถ้าไอออนบวกก่อให้เกิดเบสแก่ และไอออนกลายเป็นกรดแก่ พวกมันจะไม่ผ่านการไฮโดรไลซิส
1. การไฮโดรไลซิสของเกลือของเบสอ่อนและกรดแก่เมื่อผ่านไอออนบวก อาจเกิดเบสอ่อนหรือเกลือพื้นฐานขึ้น และค่า pH ของสารละลายจะลดลง
2. การไฮโดรไลซิสของเกลือของกรดอ่อนและเบสแก่ผ่านประจุลบอาจเกิดกรดอ่อนหรือเกลือของกรดและค่า pH ของสารละลายจะเพิ่มขึ้น
3. การไฮโดรไลซิสของเกลือของเบสอ่อนและกรดอ่อนมักจะผ่านไปอย่างสมบูรณ์จนเกิดเป็นกรดอ่อนและเบสอ่อน ค่า pH ของสารละลายแตกต่างจาก 7 เล็กน้อยและถูกกำหนดโดยความแข็งแรงสัมพัทธ์ของกรดและเบส
4. การไฮโดรไลซิสของเกลือของเบสแก่และกรดแก่จะไม่เกิดขึ้น
คำถามที่ 24 การจำแนกประเภทของออกไซด์
ออกไซด์เรียกว่าสารเชิงซ้อนซึ่งมีโมเลกุลรวมถึงอะตอมออกซิเจนในสถานะออกซิเดชัน - 2 และองค์ประกอบอื่น ๆ
ออกไซด์สามารถรับได้จากปฏิกิริยาโดยตรงของออกซิเจนกับองค์ประกอบอื่นหรือโดยอ้อม (เช่นระหว่างการสลายตัวของเกลือ เบส กรด) ภายใต้สภาวะปกติ สารประกอบประเภทนี้จะมีสถานะเป็นของแข็ง ของเหลว และก๊าซ ซึ่งพบได้ทั่วไปในธรรมชาติ ออกไซด์พบได้ในเปลือกโลก สนิม ทราย น้ำ คาร์บอนไดออกไซด์เป็นออกไซด์
ออกไซด์ที่เกิดเกลือ ตัวอย่างเช่น,
CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O
CuO + SO 3 → CuSO 4
ออกไซด์ที่เกิดเกลือ- สิ่งเหล่านี้คือออกไซด์ที่ก่อตัวเป็นเกลืออันเป็นผลมาจากปฏิกิริยาเคมี. สิ่งเหล่านี้คือออกไซด์ของโลหะและอโลหะซึ่งเมื่อทำปฏิกิริยากับน้ำจะก่อให้เกิดกรดที่สอดคล้องกันและเมื่อทำปฏิกิริยากับเบสจะเกิดเกลือที่เป็นกรดและปกติที่สอดคล้องกัน ตัวอย่างเช่น,คอปเปอร์ออกไซด์ (CuO) เป็นออกไซด์ที่ก่อให้เกิดเกลือ เนื่องจาก ตัวอย่างเช่น เมื่อทำปฏิกิริยากับกรดไฮโดรคลอริก (HCl) เกลือจะก่อตัวขึ้น:
CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O
จากปฏิกิริยาเคมีสามารถได้รับเกลืออื่น ๆ :
CuO + SO 3 → CuSO 4
ออกไซด์ที่ไม่เกิดเกลือเหล่านี้เป็นออกไซด์ที่ไม่ก่อให้เกิดเกลือ ตัวอย่าง ได้แก่ CO, N 2 O, NO
การวัดระดับการแยกตัวของอิเล็กโทรไลต์ต่างๆ แสดงให้เห็นว่าอิเล็กโทรไลต์แต่ละตัวที่สารละลายความเข้มข้นปกติเท่ากัน จะแยกตัวออกเป็นไอออนต่างกันมาก
ความแตกต่างในระดับการแยกตัวของกรดนั้นมีมากเป็นพิเศษ เช่น กรดไนตริกและกรดไฮโดรคลอริกใน 0.1 N. สารละลายสลายตัวเป็นไอออนเกือบทั้งหมด กรดคาร์บอนิก ไฮโดรไซยานิก และกรดอื่นๆ จะแยกตัวออกภายใต้สภาวะเดียวกันเพียงเล็กน้อยเท่านั้น
ในบรรดาเบส (ด่าง) ที่ละลายได้ในน้ำ แอมโมเนียมออกไซด์ไฮเดรตสามารถแยกตัวได้เล็กน้อย ส่วนด่างอื่น ๆ จะแยกตัวได้ดี เกลือทั้งหมดแยกตัวเป็นไอออนได้ดี โดยมีข้อยกเว้นบางประการ
ความแตกต่างในระดับการแยกตัวของกรดแต่ละตัวนั้นถูกกำหนดโดยธรรมชาติของพันธะเวเลนซ์ระหว่างอะตอมที่ก่อตัวเป็นโมเลกุล ยิ่งพันธะระหว่างไฮโดรเจนกับโมเลกุลที่เหลือมีขั้วมากเท่าใด การแยกตัวออกง่ายขึ้น กรดก็จะแยกตัวออกแรงมากขึ้นเท่านั้น
อิเล็กโทรไลต์ที่แยกตัวออกเป็นไอออนได้ดีเรียกว่าอิเล็กโทรไลต์เข้มข้น ตรงกันข้ามกับอิเล็กโทรไลต์อ่อนซึ่งก่อตัวเป็นไอออนจำนวนเล็กน้อยในสารละลายที่เป็นน้ำ สารละลายของอิเล็กโทรไลต์เข้มข้นจะคงสภาพการนำไฟฟ้าได้สูงแม้ที่ความเข้มข้นสูงมาก ในทางตรงกันข้าม ค่าการนำไฟฟ้าของสารละลายของอิเล็กโทรไลต์อ่อนจะลดลงอย่างรวดเร็วเมื่อความเข้มข้นเพิ่มขึ้น อิเล็กโทรไลต์เข้มข้นประกอบด้วยกรด เช่น ไฮโดรคลอริก ไนตริก ซัลฟิวริก และอื่นๆ ตามด้วยด่าง (ยกเว้น NH 4 OH) และเกลือเกือบทั้งหมด
กรดโพลีโอนิกและเบสโพลีแอซิดแยกตัวออกตามขั้นตอน ตัวอย่างเช่น โมเลกุลของกรดซัลฟิวริกจะแยกตัวออกจากกันก่อนตามสมการ
H 2 SO 4 ⇄ H + HSO 4 ‘
หรือแม่นยำยิ่งขึ้น:
H 2 SO 4 + H 2 O ⇄ H 3 O + HSO 4 ‘
นามธรรมของไฮโดรเจนไอออนตัวที่สองตามสมการ
HSO 4 ‘ ⇄ H + SO 4 »
หรือ
HSO 4 ' + H 2 O ⇄ H 3 O + SO 4 "
นั้นยากกว่ามากอยู่แล้ว เนื่องจากจะต้องเอาชนะแรงดึงดูดจากไอออน SO 4 ที่มีประจุสองเท่า ซึ่งแน่นอนว่าดึงดูดไอออนไฮโดรเจนได้แรงกว่าไอออน HSO 4 ที่มีประจุเพียงตัวเดียว ดังนั้นขั้นที่สองของการแยกตัวออกหรืออย่างที่พวกเขาพูดกันว่าการแยกตัวออกจากกันขั้นที่สองจึงเกิดขึ้นในขั้นที่เล็กกว่ามากองศากว่าปฐมภูมิและสารละลายทั่วไปของกรดซัลฟิวริกมี SO 4 ไอออนจำนวนเล็กน้อยเท่านั้น "
กรดฟอสฟอริก H 3 PO 4 แยกตัวออกในสามขั้นตอน:
ช 3 ปอ 4 ⇄ เอช + เอช 2 ปอ 4 ‘
H2PO4⇄H + เอชพีโอ 4"
ฮ PO 4 » ⇄ H + PO 4 »’
โมเลกุล H 3 PO 4 แยกตัวอย่างรุนแรงเป็นไอออน H และ H 2 PO 4 ' ไอออน H 2 PO 4 ' ทำตัวเหมือนกรดอ่อนกว่า และแยกตัวออกเป็น H และ HPO 4 ' ในระดับที่น้อยกว่า ไอออนของ HPO 4 แยกตัวเหมือนกรดอ่อนมากและแทบไม่สร้างไอออน H เลย
และตู้ ป.ณ. 4"'
เบสที่มีหมู่ไฮดรอกซิลมากกว่าหนึ่งกลุ่มในโมเลกุลก็แยกตัวออกตามขั้นตอนเช่นกัน ตัวอย่างเช่น:
บา(OH) 2 ⇄ บาโอห์ + OH’
วาออน ⇄ บา + โอ้'
สำหรับเกลือ เกลือปกติจะแยกตัวออกเป็นไอออนของโลหะและกากที่เป็นกรดเสมอ ตัวอย่างเช่น:
CaCl 2 ⇄ Ca + 2Cl’ นา 2 SO 4 ⇄ 2Na + SO 4 "
เกลือของกรด เช่น กรดโพลีบาซิก แยกตัวออกตามขั้นตอน ตัวอย่างเช่น:
NaHCO 3 ⇄ นา + HCO 3 ‘
HCO 3 ‘ ⇄ H + CO 3 »
อย่างไรก็ตาม ขั้นตอนที่สองมีขนาดเล็กมาก ดังนั้นสารละลายเกลือกรดจึงมีไฮโดรเจนไอออนเพียงเล็กน้อยเท่านั้น
เกลือพื้นฐานแยกตัวออกเป็นไอออนพื้นฐานและเป็นกรด ตัวอย่างเช่น:
เฟ(OH)Cl2 ⇄ FeOH + 2Сl"
แทบไม่มีการแยกตัวครั้งที่สองของไอออนที่ตกค้างพื้นฐานเป็นโลหะและไอออนไฮดรอกซิลเกิดขึ้น
ในตาราง 11 แสดงค่าตัวเลขระดับการแยกตัวของกรด เบส และเกลือบางชนิดใน 0 , 1 น. โซลูชั่น
มันลดลงตามความเข้มข้นที่เพิ่มขึ้น ดังนั้นในสารละลายที่มีความเข้มข้นมาก แม้แต่กรดแก่ก็แยกตัวออกได้ค่อนข้างอ่อน สำหรับ
ตารางที่ 11
กรด เบส และเกลือใน 0.1 N.สารละลายที่ 18°
| อิเล็กโทรไลต์ | สูตร | ระดับการแยกตัวเป็น % |
| กรด | ||
| โซลยานายา | เอชซีแอล | 92 |
| ไฮโดรโบรมิก | ฮบ | 92 |
| ไฮโดรไอโอไดด์ | เอช.เจ. | . 92 |
| ไนโตรเจน | HNO3 | 92 |
| ซัลฟิวริก | ชม 2 ดังนั้น 4 | 58 |
| กำมะถัน | ชม 2 ดังนั้น 3 | 34 |
| ฟอสฟอรัส | ชม 3PO4 | 27 |
| ไฮโดรฟลูออริก | เอชเอฟ | 8,5 |
| น้ำส้มสายชู | CH3COOH | 1,3 |
| เชิงมุม | เอช 2 คาร์บอนไดออกไซด์ | 0,17 |
| ไฮโดรเจนซัลไฟด์ | H2S | 0,07 |
| สินิลนายา | สาธารณสุขศาสตร์ | 0,01 |
| บอร์นายา | ชม 3 โบ 3 | 0,01 |
| บริเวณ | ||
| แบเรียมไฮดรอกไซด์ | บา(OH)2 | 92 |
| โพแทสเซียมกัดกร่อน | แย้ง | 89 |
| โซเดียมไฮดรอกไซด์ | นาน | 84 |
| แอมโมเนียมไฮดรอกไซด์ | NH4OH | 1,3 |
| เกลือ | ||
| คลอไรด์ | เคซีแอล | 86 |
| แอมโมเนียมคลอไรด์ | NH4Cl | 85 |
| คลอไรด์ | โซเดียมคลอไรด์ | 84 |
| ไนเตรต | นโอ 3 | 83 |
| AgNO3 | 81 | |
| กรดอะซิติก | NaCH3COO | 79 |
| คลอไรด์ | ZnCl2 | 73 |
| ซัลเฟต | นา 2 ดังนั้น 4 | 69 |
| ซัลเฟต | สังกะสีSO4 | 40 |
| ซัลเฟต |
มีอิเล็กโทรไลต์แรงและอิเล็กโทรไลต์อ่อน อิเล็กโทรไลต์เข้มข้นในสารละลายจะแยกตัวออกเกือบหมด อิเล็กโทรไลต์กลุ่มนี้ประกอบด้วยเกลือ อัลคาไล และกรดแก่เป็นส่วนใหญ่ อิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอ ได้แก่ กรดอ่อน เบสอ่อน และเกลือบางชนิด: ปรอท (II) คลอไรด์ ปรอท (II) ไซยาไนด์ เหล็ก (III) ไทโอไซยาเนต แคดเมียมไอโอไดด์ สารละลายของอิเล็กโทรไลต์เข้มข้นที่ความเข้มข้นสูงมีค่าการนำไฟฟ้าสูง และจะเพิ่มขึ้นเล็กน้อยตามการเจือจางของสารละลาย
สารละลายของอิเล็กโทรไลต์อ่อนที่ความเข้มข้นสูงมีลักษณะเฉพาะคือมีค่าการนำไฟฟ้าไม่มีนัยสำคัญ ซึ่งจะเพิ่มขึ้นอย่างมากเมื่อสารละลายเจือจาง
เมื่อสารถูกละลายในตัวทำละลายใดๆ ไอออนเชิงเดี่ยว (ที่ไม่ละลายน้ำ) โมเลกุลที่เป็นกลางของสารที่ละลาย ไอออนของโซลเวต (ไฮเดรตในสารละลายที่เป็นน้ำ) (เช่น ฯลฯ) คู่ไอออน (หรือแฝดไอออน) ซึ่งสัมพันธ์กับไฟฟ้าสถิต กลุ่มของไอออนที่มีประจุตรงข้าม (เช่น ) การก่อตัวของซึ่งสังเกตได้ในสารละลายอิเล็กโทรไลต์ที่ไม่ใช่น้ำส่วนใหญ่อย่างล้นหลาม ไอออนเชิงซ้อน (ตัวอย่าง ) โมเลกุลโซลเวต ฯลฯ
ในสารละลายที่เป็นน้ำของอิเล็กโทรไลต์เข้มข้น มีเพียงแคตไอออนและแอนไอออนแบบธรรมดาหรือแบบโซลเวตเท่านั้น ไม่มีโมเลกุลของตัวถูกละลายในสารละลาย ดังนั้นจึงไม่ถูกต้องที่จะสันนิษฐานว่ามีโมเลกุลหรือมีพันธะระยะยาวระหว่างหรือและในสารละลายโซเดียมคลอไรด์ที่เป็นน้ำ
ในสารละลายที่เป็นน้ำของอิเล็กโทรไลต์อ่อน ตัวถูกละลายสามารถมีอยู่ในรูปของไอออนธรรมดาและเป็นโซลเวต (-ไฮเดรต) และโมเลกุลที่ไม่แยกออกจากกัน
ในสารละลายที่ไม่มีน้ำ อิเล็กโทรไลต์เข้มข้นบางชนิด (เช่น ) จะไม่ถูกแยกตัวออกอย่างสมบูรณ์แม้จะมีความเข้มข้นสูงปานกลางก็ตาม ในตัวทำละลายอินทรีย์ส่วนใหญ่ จะสังเกตการก่อตัวของคู่ไอออนของไอออนที่มีประจุตรงข้ามกัน (สำหรับรายละเอียดเพิ่มเติม ดูเล่ม 2)
ในบางกรณี ไม่สามารถลากเส้นคมระหว่างอิเล็กโทรไลต์ที่แรงและอิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอได้
กองกำลังระหว่างประเทศ ภายใต้อิทธิพลของแรงระหว่างไอออน รอบไอออนที่เคลื่อนที่อย่างอิสระแต่ละไอออน ไอออนอื่นๆ ที่มีเครื่องหมายตรงกันข้ามจะถูกจัดกลุ่ม จัดเรียงอย่างสมมาตร ก่อให้เกิดบรรยากาศที่เรียกว่าบรรยากาศไอออนิก หรือเมฆไอออน ซึ่งจะทำให้การเคลื่อนที่ของไอออนในสารละลายช้าลง
ตัวอย่างเช่น ในสารละลาย ไอออนของคลอรีนจะถูกจัดกลุ่มรอบๆ โพแทสเซียมไอออนที่กำลังเคลื่อนที่ และบรรยากาศของโพแทสเซียมไอออนจะถูกสร้างขึ้นใกล้กับไอออนของคลอรีนที่กำลังเคลื่อนที่
ไอออนซึ่งการเคลื่อนที่ลดลงเนื่องจากแรงขยายระหว่างไอออนิกแสดงฤทธิ์ทางเคมีที่ลดลงในสารละลาย สิ่งนี้ทำให้เกิดการเบี่ยงเบนในพฤติกรรมของอิเล็กโทรไลต์ที่รุนแรงจากรูปแบบคลาสสิกของกฎแห่งการกระทำของมวล
ไอออนแปลกปลอมที่มีอยู่ในสารละลายอิเล็กโทรไลต์ยังส่งผลกระทบอย่างมากต่อการเคลื่อนที่ของไอออนอีกด้วย ยิ่งความเข้มข้นสูงเท่าใด ปฏิกิริยาระหว่างไอออนิกก็จะยิ่งมีนัยสำคัญมากขึ้นเท่านั้น และไอออนแปลกปลอมก็จะยิ่งรุนแรงมากขึ้นเท่านั้นที่จะส่งผลต่อการเคลื่อนที่ของไอออน
ในกรดและเบสอ่อน พันธะไฮโดรเจนหรือไฮดรอกซิลในโมเลกุลของพวกมันส่วนใหญ่เป็นโควาเลนต์มากกว่าไอออนิก ดังนั้นเมื่ออิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอถูกละลายในตัวทำละลายที่มีค่าคงที่ไดอิเล็กทริกที่สูงมาก โมเลกุลส่วนใหญ่จะไม่สลายตัวเป็นไอออน
สารละลายของอิเล็กโทรไลต์ชนิดเข้มข้นแตกต่างจากสารละลายของอิเล็กโทรไลต์ชนิดอ่อนตรงที่ไม่มีโมเลกุลที่แยกออกจากกัน สิ่งนี้ได้รับการยืนยันจากการศึกษาทางกายภาพและเคมีฟิสิกส์สมัยใหม่ ตัวอย่างเช่น การตรวจเอ็กซ์เรย์ผลึกของอิเล็กโทรไลต์ชนิดแรงเป็นการยืนยันความจริงที่ว่าโครงผลึกของเกลือถูกสร้างขึ้นจากไอออน
เมื่อละลายในตัวทำละลายที่มีค่าคงที่ไดอิเล็กทริกสูง เปลือกโซลเวต (ไฮเดรตในน้ำ) จะถูกสร้างขึ้นรอบๆ ไอออน เพื่อป้องกันไม่ให้รวมตัวกันเป็นโมเลกุล ดังนั้น เนื่องจากอิเล็กโทรไลต์เข้มข้นไม่มีโมเลกุลแม้แต่ในสถานะผลึก จึงไม่มีโมเลกุลในสารละลายเป็นพิเศษ
อย่างไรก็ตาม พบว่าจากการทดลองพบว่าค่าการนำไฟฟ้าของสารละลายในน้ำของอิเล็กโทรไลต์ชนิดแรงไม่เท่ากับค่าการนำไฟฟ้าที่สามารถคาดหวังได้ในระหว่างการแยกตัวของโมเลกุลอิเล็กโทรไลต์ที่ละลายออกเป็นไอออน
การใช้ทฤษฎีการแยกตัวด้วยไฟฟ้าที่เสนอโดย Arrhenius ทำให้ไม่สามารถอธิบายเรื่องนี้และข้อเท็จจริงอื่นๆ อีกจำนวนหนึ่งได้ เพื่ออธิบายสิ่งเหล่านั้น จึงมีการหยิบยกหลักการทางวิทยาศาสตร์ใหม่ๆ ขึ้นมา
ในปัจจุบัน ความคลาดเคลื่อนระหว่างคุณสมบัติของอิเล็กโทรไลต์อย่างแรงกับรูปแบบคลาสสิกของกฎการออกฤทธิ์ของมวลสามารถอธิบายได้โดยใช้ทฤษฎีของอิเล็กโทรไลต์อย่างแรงที่เสนอโดย Debye และ Hückel แนวคิดหลักของทฤษฎีนี้คือแรงดึงดูดซึ่งกันและกันเกิดขึ้นระหว่างไอออนของอิเล็กโทรไลต์แรงในสารละลาย แรงระหว่างไอออนเหล่านี้ทำให้พฤติกรรมของอิเล็กโทรไลต์ที่รุนแรงเบี่ยงเบนไปจากกฎของสารละลายในอุดมคติ การมีอยู่ของปฏิกิริยาเหล่านี้ทำให้เกิดการยับยั้งซึ่งกันและกันของแคตไอออนและแอนไอออน
ผลของการเจือจางต่อแรงดึงดูดระหว่างไอออน แรงดึงดูดระหว่างไอออนทำให้เกิดการเบี่ยงเบนในพฤติกรรมของสารละลายจริงในลักษณะเดียวกับแรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลในก๊าซจริงทำให้เกิดการเบี่ยงเบนในพฤติกรรมจากกฎของก๊าซในอุดมคติ ยิ่งความเข้มข้นของสารละลายสูง บรรยากาศไอออนิกก็จะยิ่งหนาแน่นมากขึ้น และการเคลื่อนตัวของไอออนก็จะยิ่งต่ำลง ส่งผลให้ค่าการนำไฟฟ้าของอิเล็กโทรไลต์ลดลงด้วย
เช่นเดียวกับคุณสมบัติของก๊าซจริงที่ความดันต่ำจะเข้าใกล้คุณสมบัติของก๊าซในอุดมคติ คุณสมบัติของสารละลายของอิเล็กโทรไลต์ชนิดเข้มข้นที่มีการเจือจางสูงก็จะเข้าใกล้คุณสมบัติของสารละลายในอุดมคติเช่นกัน
กล่าวอีกนัยหนึ่ง ในสารละลายเจือจาง ระยะห่างระหว่างไอออนจะมีขนาดใหญ่มากจนแรงดึงดูดหรือแรงผลักซึ่งกันและกันที่ไอออนได้รับจะมีน้อยมากและในทางปฏิบัติแล้วจะลดลงจนเหลือศูนย์
ดังนั้นการเพิ่มขึ้นของค่าการนำไฟฟ้าที่สังเกตได้ของอิเล็กโทรไลต์แรงเมื่อสารละลายถูกเจือจางจะอธิบายได้จากการอ่อนตัวลงของแรงดึงดูดและแรงผลักระหว่างไอออนิกซึ่งทำให้ความเร็วการเคลื่อนที่ของไอออนเพิ่มขึ้น
ยิ่งอิเล็กโทรไลต์แยกตัวน้อยลงและสารละลายยิ่งเจือจางมากขึ้น อิทธิพลทางไฟฟ้าระหว่างไอออนิกและการเบี่ยงเบนจากกฎการออกฤทธิ์ของมวลก็จะยิ่งน้อยลงเท่านั้น และในทางกลับกัน ยิ่งความเข้มข้นของสารละลายสูงขึ้นเท่าใด อิทธิพลทางไฟฟ้าภายในไอออนิกก็จะยิ่งมากขึ้นเท่านั้น ยิ่งมีการเบี่ยงเบนจากกฎแห่งการกระทำมวลชนมากขึ้นเท่านั้น
ด้วยเหตุผลที่ระบุไว้ข้างต้น กฎการออกฤทธิ์ของมวลในรูปแบบคลาสสิกไม่สามารถใช้กับสารละลายที่เป็นน้ำของอิเล็กโทรไลต์ชนิดเข้มข้นได้ เช่นเดียวกับสารละลายเข้มข้นของอิเล็กโทรไลต์ชนิดอ่อน
อิเล็กโทรไลต์ที่แข็งแกร่งและอ่อนแอ
ในสารละลายของอิเล็กโทรไลต์บางชนิด โมเลกุลเพียงบางส่วนเท่านั้นที่แยกตัวออกจากกัน เพื่อกำหนดลักษณะความแข็งแรงของอิเล็กโทรไลต์ในเชิงปริมาณจึงได้นำแนวคิดของระดับการแยกตัวออก อัตราส่วนของจำนวนโมเลกุลที่แยกตัวออกเป็นไอออนต่อจำนวนโมเลกุลทั้งหมดของตัวถูกละลายเรียกว่าระดับการแยกตัวก
โดยที่ C คือความเข้มข้นของโมเลกุลที่แยกออกจากกัน, โมล/ลิตร;
C 0 คือความเข้มข้นเริ่มต้นของสารละลาย, โมล/ลิตร
ตามระดับของการแยกตัว อิเล็กโทรไลต์ทั้งหมดจะถูกแบ่งออกเป็นแรงและอ่อนแอ อิเล็กโทรไลต์ชนิดเข้มข้น ได้แก่ อิเล็กโทรไลต์ที่มีระดับการแยกตัวออกจากกันมากกว่า 30% (a > 0.3) ซึ่งรวมถึง:
· กรดแก่ (H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI);
· ไฮดรอกไซด์ที่ละลายน้ำได้ ยกเว้น NH 4 OH;
· เกลือที่ละลายน้ำได้
การแยกตัวด้วยไฟฟ้าของอิเล็กโทรไลต์ที่รุนแรงนั้นไม่สามารถย้อนกลับได้
HNO 3 ® H + + NO - 3 .
อิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอมีระดับการแยกตัวน้อยกว่า 2% (a< 0,02). К ним относятся:
· กรดอนินทรีย์อ่อน (H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, HCN, H 2 SiO 3 เป็นต้น) และกรดอินทรีย์ทั้งหมด เช่น กรดอะซิติก (CH 3 COOH)
· ไฮดรอกไซด์ที่ไม่ละลายน้ำ เช่นเดียวกับไฮดรอกไซด์ที่ละลายน้ำได้ NH 4 OH
· เกลือที่ไม่ละลายน้ำ
อิเล็กโทรไลต์ที่มีค่ากลางของระดับการแยกตัวเรียกว่าอิเล็กโทรไลต์ที่มีความแข็งแรงปานกลาง
ระดับของการแยกตัวออกจากกัน (a) ขึ้นอยู่กับปัจจัยต่อไปนี้:
ลักษณะของอิเล็กโทรไลต์นั่นคือประเภทของพันธะเคมี การแยกตัวออกเกิดขึ้นได้ง่ายที่สุดในบริเวณที่มีพันธะขั้วมากที่สุด
จากธรรมชาติของตัวทำละลาย - ยิ่งมีขั้วมากเท่าไรกระบวนการแยกตัวก็จะง่ายขึ้นเท่านั้น
จากอุณหภูมิ - อุณหภูมิที่เพิ่มขึ้นช่วยเพิ่มความแตกแยก
เกี่ยวกับความเข้มข้นของสารละลาย - เมื่อสารละลายถูกเจือจาง การแยกตัวก็จะเพิ่มขึ้นเช่นกัน
เป็นตัวอย่างของการพึ่งพาระดับการแยกตัวของธรรมชาติของพันธะเคมีให้พิจารณาการแยกตัวของโซเดียมไฮโดรเจนซัลเฟต (NaHSO 4) ซึ่งโมเลกุลประกอบด้วยพันธะประเภทต่อไปนี้: 1-ไอออนิก; 2 - โควาเลนต์ขั้วโลก; 3 - พันธะระหว่างอะตอมของกำมะถันและออกซิเจนนั้นมีขั้วต่ำ การแตกหักเกิดขึ้นได้ง่ายที่สุดที่บริเวณที่เกิดพันธะไอออนิก (1):
| นา 1 O 3 O ส 3 H 2 O O | 1. NaHSO 4 ® Na + + HSO - 4, 2 จากนั้นที่บริเวณที่มีพันธะขั้วที่มีระดับน้อยกว่า: HSO - 4 ® H + + SO 2 - 4 |
3. กรดตกค้างไม่แยกตัวออกเป็นไอออน
ระดับการแยกตัวของอิเล็กโทรไลต์ขึ้นอยู่กับลักษณะของตัวทำละลายเป็นอย่างมาก ตัวอย่างเช่น HCl แยกตัวออกอย่างแรงในน้ำ โดยรุนแรงน้อยกว่าในเอธานอล C 2 H 5 OH และแทบจะไม่แยกตัวออกจากเบนซิน ซึ่งในทางปฏิบัติแล้วมันไม่นำกระแสไฟฟ้า ตัวทำละลายที่มีค่าคงที่ไดอิเล็กทริกสูง (e) ทำให้โมเลกุลของตัวถูกละลายเกิดโพลาไรซ์และสร้างไอออนโซลเวต (ไฮเดรต) ร่วมกับตัวทำละลายเหล่านั้น ที่ 25 0 C อี(H 2 O) = 78.5, อี(C 2 H 5 OH) = 24.2, อี(C 6 H 6) = 2.27
ในสารละลายของอิเล็กโทรไลต์อ่อน กระบวนการแยกตัวจะเกิดขึ้นแบบย้อนกลับได้ ดังนั้นกฎของสมดุลเคมีจึงใช้กับสมดุลในสารละลายระหว่างโมเลกุลและไอออน ดังนั้นสำหรับการแยกตัวของกรดอะซิติก
CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .
K c = K d = CCH 3 COO - · C H + / CCH 3 COOH
ค่าคงที่สมดุล (K c) สำหรับกระบวนการแยกตัวเรียกว่าค่าคงที่การแยกตัว (K d) ค่าของมันขึ้นอยู่กับลักษณะของอิเล็กโทรไลต์ ตัวทำละลาย และอุณหภูมิ แต่ไม่ได้ขึ้นอยู่กับความเข้มข้นของอิเล็กโทรไลต์ในสารละลาย ค่าคงที่การแยกตัวเป็นลักษณะสำคัญของอิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอ เนื่องจากมันบ่งบอกถึงความแข็งแรงของโมเลกุลในสารละลาย ยิ่งค่าคงที่การแยกตัวออกจากกันน้อยลง อิเล็กโทรไลต์ก็จะยิ่งแยกตัวออกน้อยลง และโมเลกุลของอิเล็กโทรไลต์ก็จะยิ่งมีเสถียรภาพมากขึ้นเท่านั้น เมื่อพิจารณาว่าระดับของการแยกตัว ตรงกันข้ามกับค่าคงที่การแยกตัว จะเปลี่ยนไปตามความเข้มข้นของสารละลาย จึงจำเป็นต้องค้นหาความสัมพันธ์ระหว่าง K d และ a หากความเข้มข้นเริ่มต้นของสารละลายมีค่าเท่ากับ C และระดับการแยกตัวออกจากกันที่สอดคล้องกับความเข้มข้นนี้คือ a ดังนั้นจำนวนโมเลกุลที่แยกออกจากกันของกรดอะซิติกจะเท่ากับ a · C เนื่องจาก
CCH 3 COO - = C H + = ก
จากนั้นความเข้มข้นของโมเลกุลที่ไม่แตกตัวของกรดอะซิติกจะเท่ากับ (C - a · C) หรือ C(1- a · C) จากที่นี่
K d = aС · a С /(С - a · С) = a 2 С / (1- a) (1)
สมการ (1) เป็นการแสดงออกถึงกฎการเจือจางของออสต์วาลด์ สำหรับอิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอมาก a<<1, то приближенно К @ a 2 С и
ก = (K/C) (2)
ดังที่เห็นได้จากสูตร (2) เมื่อความเข้มข้นของสารละลายอิเล็กโทรไลต์ลดลง (เมื่อเจือจาง) ระดับการแยกตัวจะเพิ่มขึ้น
อิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอจะแยกตัวออกเป็นระยะ เช่น
ขั้นตอนที่ 1 H 2 CO 3 « H + + HCO - 3,
ด่าน 2 HCO - 3 « H + + CO 2 - 3 .
อิเล็กโทรไลต์ดังกล่าวมีลักษณะเฉพาะโดยค่าคงที่หลายค่า ขึ้นอยู่กับจำนวนขั้นตอนของการสลายตัวเป็นไอออน สำหรับกรดคาร์บอนิก
K 1 = CH + CHCO - 2 / CH 2 CO 3 = 4.45 × 10 -7; K 2 = CH + · CCO 2- 3 / CHCO - 3 = 4.7 × 10 -11
อย่างที่เห็น การสลายตัวเป็นไอออนของกรดคาร์บอนิกนั้นถูกกำหนดโดยระยะแรกเป็นหลัก และระยะที่สองจะปรากฏก็ต่อเมื่อสารละลายเจือจางมากเท่านั้น
ความสมดุลรวมของ H 2 CO 3 « 2H + + CO 2 - 3 สอดคล้องกับค่าคงที่การแยกตัวทั้งหมด
K d = C 2 n + · CCO 2- 3 / CH 2 CO 3
ปริมาณ K 1 และ K 2 มีความสัมพันธ์กันโดยความสัมพันธ์
K d = K 1 · K 2
ฐานของโลหะโพลีวาเลนต์แยกตัวออกในลักษณะขั้นตอนที่คล้ายกัน ตัวอย่างเช่นการแยกตัวของคอปเปอร์ไฮดรอกไซด์สองขั้นตอน
Cu(OH) 2 « CuOH + + OH - ,
CuOH + « Cu 2+ + OH -
สอดคล้องกับค่าคงที่การแยกตัวออก
K 1 = СCuOH + · СОН - / СCu(OH) 2 และ К 2 = Сcu 2+ · СОН - / СCuOH + .
เนื่องจากอิเล็กโทรไลต์ชนิดเข้มข้นถูกแยกออกจากกันโดยสิ้นเชิงในสารละลาย ค่าคงที่การแยกตัวของอิเล็กโทรไลต์ในระยะหนึ่งสำหรับอิเล็กโทรไลต์จึงไม่มีความหมาย
การแยกตัวของอิเล็กโทรไลต์ประเภทต่างๆ
จากมุมมองของทฤษฎีการแยกตัวด้วยไฟฟ้า กรด เป็นสารที่การแยกตัวออกทำให้เกิดไอออนไฮโดรเจนไฮเดรต H3O (หรือ H+) ในรูปของไอออนบวกเท่านั้น
พื้นฐานเป็นสารที่ในสารละลายในน้ำจะก่อให้เกิดไฮดรอกไซด์ไอออน OH และไม่มีไอออนอื่น ๆ ในรูปของไอออน
ตามทฤษฎีของเบรินสเตด กรดคือตัวให้โปรตอนและเบสคือตัวรับโปรตอน
ความแรงของเบสก็เหมือนกับความแรงของกรด ขึ้นอยู่กับค่าคงที่การแยกตัวออก ยิ่งค่าคงที่การแยกตัวสูงขึ้น อิเล็กโทรไลต์ก็จะยิ่งแข็งแกร่งขึ้น
มีไฮดรอกไซด์ที่สามารถโต้ตอบและสร้างเกลือได้ไม่เพียงกับกรดเท่านั้น แต่ยังมีเบสด้วย ไฮดรอกไซด์ดังกล่าวเรียกว่า แอมโฟเทอริก เหล่านี้ได้แก่ เป็น(OH) 2 , สังกะสี(OH) 2 , Sn(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Cr(OH) 3 , อัล(OH) 3- คุณสมบัติของพวกเขาเกิดจากการที่พวกมันแยกตัวออกในระดับที่อ่อนแอในรูปของกรดและเบส
เอช + + อาร์โอ - « โรห์ « ร + + โอ้ -.
ความสมดุลนี้อธิบายได้จากข้อเท็จจริงที่ว่าความแข็งแรงของพันธะระหว่างโลหะกับออกซิเจนแตกต่างจากความแข็งแรงของพันธะระหว่างออกซิเจนกับไฮโดรเจนเล็กน้อย ดังนั้นเมื่อเบริลเลียมไฮดรอกไซด์ทำปฏิกิริยากับกรดไฮโดรคลอริกจะได้เบริลเลียมคลอไรด์
เป็น(OH) 2 + HCl = BeCl 2 + 2H 2 O,
และเมื่อทำปฏิกิริยากับโซเดียมไฮดรอกไซด์ - โซเดียมเบริลเลต
เป็น(OH) 2 + 2NaOH = นา 2 BeO 2 + 2H 2 O
เกลือสามารถนิยามได้ว่าเป็นอิเล็กโทรไลต์ที่แยกตัวออกจากสารละลายเพื่อสร้างแคตไอออนนอกเหนือจากไฮโดรเจนแคตไอออนและแอนไอออนอื่นที่ไม่ใช่ไฮดรอกไซด์ไอออน
เกลือปานกลาง, ได้โดยการแทนที่ไฮโดรเจนไอออนของกรดที่สอดคล้องกันอย่างสมบูรณ์ด้วยไอออนบวกของโลหะ (หรือ NH + 4) แยกตัวออกจาก Na 2 SO 4 « 2Na + + SO 2- 4 อย่างสมบูรณ์
เกลือของกรดแยกออกจากกันทีละขั้นตอน
1 สเตจ NaHSO 4 « Na + + HSO - 4 ,
สสส.ระยะที่ 2 - 4 « H + + SO 2- 4 .
ระดับการแยกตัวในขั้นตอนที่ 1 นั้นมากกว่าในขั้นตอนที่ 2 และยิ่งกรดอ่อนลง ระดับการแยกตัวในขั้นตอนที่ 2 ก็จะยิ่งต่ำลง
เกลือพื้นฐานได้จากการแทนที่ไฮดรอกไซด์ไอออนด้วยกรดที่ไม่สมบูรณ์และแยกตัวออกเป็นระยะ:
ขั้นตอนที่ 1 (CuОH) 2 SO 4 « 2 CuОH + + SO 2- 4,
ด่าน 2 CuОH + « Cu 2+ + OH - .
เกลือพื้นฐานของเบสอ่อนจะแยกตัวออกจากกันในขั้นตอนที่ 1 เป็นหลัก
เกลือเชิงซ้อนประกอบด้วยไอออนเชิงซ้อนเชิงซ้อนซึ่งคงความเสถียรเมื่อละลาย แยกตัวออกเป็นไอออนเชิงซ้อนและไอออนทรงกลมด้านนอก
เค 3 « 3K + + 3 - ,
ดังนั้น 4 « 2+ + ดังนั้น 2 - 4 .
ที่ใจกลางของไอออนเชิงซ้อนคืออะตอมเชิงซ้อน บทบาทนี้มักจะดำเนินการโดยไอออนของโลหะ โมเลกุลหรือไอออนของขั้วและบางครั้งทั้งสองอย่างอยู่ด้วยกันนั้นตั้งอยู่ใกล้กับสารก่อให้เกิดสารเชิงซ้อน แกนด์สารก่อให้เกิดสารเชิงซ้อนร่วมกับลิแกนด์จะประกอบเป็นทรงกลมด้านในของสารเชิงซ้อน ไอออนที่อยู่ไกลจากสารก่อให้เกิดสารเชิงซ้อนซึ่งมีการเกาะติดแน่นน้อยกว่าจะอยู่ในสภาพแวดล้อมภายนอกของสารประกอบเชิงซ้อน ทรงกลมด้านในมักจะอยู่ในวงเล็บเหลี่ยม ตัวเลขที่ระบุจำนวนลิแกนด์ในทรงกลมชั้นในเรียกว่า การประสานงาน- พันธะเคมีระหว่างไอออนเชิงซ้อนและเชิงซ้อนจะแตกหักได้ง่ายในระหว่างกระบวนการแยกตัวด้วยไฟฟ้า พันธะที่ทำให้เกิดไอออนเชิงซ้อนเรียกว่าพันธะระหว่างผู้บริจาคและผู้รับ
ไอออนทรงกลมชั้นนอกจะถูกแยกออกจากไอออนเชิงซ้อนอย่างง่ายดาย การแยกตัวนี้เรียกว่าปฐมภูมิ การสลายตัวแบบพลิกกลับได้ของทรงกลมชั้นในนั้นยากกว่ามากและเรียกว่าการแยกตัวออกขั้นทุติยภูมิ
Cl « + + Cl - - การแยกตัวหลัก
+ « Ag + +2 NH 3 - การแยกตัวออกรอง
การแยกตัวแบบทุติยภูมิ เช่น การแยกตัวของอิเล็กโทรไลต์แบบอ่อน มีลักษณะเฉพาะคือค่าคงที่ความไม่แน่นอน
เค รัง. = × 2 / [ + ] = 6.8 × 10 -8 .
ค่าคงที่ความไม่เสถียร (K inst.) ของอิเล็กโทรไลต์ต่างๆ เป็นการวัดความเสถียรของสารเชิงซ้อน รังเคน้อย ยิ่งมีความซับซ้อนมากขึ้นเท่านั้น
ดังนั้นในบรรดาสารประกอบที่คล้ายกัน:
| - | + | + | + |
| K รัง = 1.3×10 -3 | K รัง =6.8×10 -8 | K รัง =1×10 -13 | K รัง =1×10 -21 |
ความเสถียรของคอมเพล็กซ์เพิ่มขึ้นเมื่อเปลี่ยนจาก - เป็น +
ค่าคงที่ความไม่แน่นอนมีระบุไว้ในหนังสืออ้างอิงทางเคมี การใช้ค่าเหล่านี้ทำให้สามารถทำนายปฏิกิริยาระหว่างสารประกอบเชิงซ้อนได้ โดยมีค่าคงที่ความไม่เสถียรที่แตกต่างกันอย่างมาก ปฏิกิริยาจะไปสู่การก่อตัวของสารเชิงซ้อนที่มีค่าคงที่ความไม่เสถียรต่ำกว่า
เรียกว่าเกลือเชิงซ้อนที่มีไอออนเชิงซ้อนที่มีความเสถียรต่ำ เกลือสองเท่า- เกลือคู่ต่างจากเกลือเชิงซ้อน โดยจะแยกตัวออกเป็นไอออนทั้งหมดที่รวมอยู่ในองค์ประกอบ ตัวอย่างเช่น:
Kอัล(SO 4) 2 « K + + อัล 3+ + 2SO 2- 4,
NH 4 เฟ(SO 4) 2 « NH 4 + + เฟ 3+ + 2SO 2- 4
ค่าของ a แสดงเป็นเศษส่วนของหน่วยหรือเป็น % และขึ้นอยู่กับลักษณะของอิเล็กโทรไลต์ ตัวทำละลาย อุณหภูมิ ความเข้มข้น และองค์ประกอบของสารละลาย
ตัวทำละลายมีบทบาทพิเศษ: ในบางกรณี เมื่อเปลี่ยนจากสารละลายที่เป็นน้ำไปเป็นตัวทำละลายอินทรีย์ ระดับการแยกตัวของอิเล็กโทรไลต์อาจเพิ่มขึ้นหรือลดลงอย่างรวดเร็ว ต่อไปนี้ หากไม่มีคำแนะนำพิเศษ เราจะถือว่าตัวทำละลายคือน้ำ
ตามระดับของการแยกตัว อิเล็กโทรไลต์จะถูกแบ่งออกเป็นตามอัตภาพ แข็งแกร่ง(ก > 30%) เฉลี่ย (3% < a < 30%) и อ่อนแอ(ก< 3%).
อิเล็กโทรไลต์เข้มข้น ได้แก่ :
1) กรดอนินทรีย์บางชนิด (HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4 และอื่น ๆ อีกจำนวนหนึ่ง)
2) ไฮดรอกไซด์ของโลหะอัลคาไล (Li, Na, K, Rb, Cs) และโลหะอัลคาไลน์เอิร์ธ (Ca, Sr, Ba)
3) เกลือที่ละลายน้ำได้เกือบทั้งหมด
อิเล็กโทรไลต์ที่มีความแรงปานกลาง ได้แก่ Mg(OH) 2, H 3 PO 4, HCOOH, H 2 SO 3, HF และอื่นๆ
กรดคาร์บอกซิลิกทั้งหมด (ยกเว้น HCOOH) และเอมีนอะลิฟาติกและอะโรมาติกในรูปแบบไฮเดรตถือเป็นอิเล็กโทรไลต์ชนิดอ่อน กรดอนินทรีย์หลายชนิด (HCN, H 2 S, H 2 CO 3 ฯลฯ) และเบส (NH 3 ∙H 2 O) ก็เป็นอิเล็กโทรไลต์แบบอ่อนเช่นกัน
แม้จะมีความคล้ายคลึงกันบางประการ แต่โดยทั่วไปแล้ว ความสามารถในการละลายของสารกับระดับการแยกตัวของสารนั้นไม่ควรถือเอา ดังนั้นกรดอะซิติกและเอทิลแอลกอฮอล์จึงละลายในน้ำได้ไม่จำกัด แต่ในขณะเดียวกัน สารชนิดแรกคืออิเล็กโทรไลต์อ่อน และสารที่สองไม่ใช่อิเล็กโทรไลต์
กรดและเบส
แม้ว่าแนวคิด "กรด" และ "เบส" จะใช้กันอย่างแพร่หลายในการอธิบายกระบวนการทางเคมี แต่ไม่มีแนวทางเดียวในการจำแนกประเภทของสารในแง่ของการจำแนกประเภทให้เป็นกรดหรือเบส ทฤษฎีที่มีอยู่ในปัจจุบัน ( อิออนทฤษฎี เอส. อาร์เรเนียส, โปรโตไลติกทฤษฎี ไอ. บรอนสเตด และ ที. โลว์รีและ อิเล็กทรอนิกส์ทฤษฎี กรัม. ลูอิส) มีข้อจำกัดบางประการ และดังนั้นจึงใช้ได้เฉพาะในกรณีพิเศษเท่านั้น มาดูแต่ละทฤษฎีเหล่านี้กันดีกว่า
ทฤษฎีอาร์เรเนียส
ในทฤษฎีไอออนิกของอาร์เรเนียส แนวคิดเรื่อง "กรด" และ "เบส" มีความสัมพันธ์กันอย่างใกล้ชิดกับกระบวนการแยกตัวด้วยไฟฟ้า:
กรดคืออิเล็กโทรไลต์ที่แยกตัวออกจากสารละลายเพื่อสร้างไอออน H +
ฐานคืออิเล็กโทรไลต์ที่แยกตัวออกจากสารละลายเพื่อสร้าง OH - ไอออน
แอมโฟไลต์ (อิเล็กโทรไลต์แอมโฟเทอริก) คืออิเล็กโทรไลต์ที่แยกตัวออกจากสารละลายเพื่อสร้างไอออน H + และ OH - ไอออน
ตัวอย่างเช่น:
HA ⇄ H + + A - nH + + MeO n n - ⇄ ฉัน(OH) n ⇄ ฉัน n + + noH -ตามทฤษฎีไอออนิก กรดสามารถเป็นได้ทั้งโมเลกุลหรือไอออนที่เป็นกลาง ตัวอย่างเช่น
HF ⇄ H + + F -
ฮ 2 PO 4 - ⇄ H + + H PO 4 2 -
NH 4 + ⇄ H + + NH 3
ตัวอย่างที่คล้ายกันสามารถให้ไว้สำหรับเหตุผล:
เกาะ เค + + โอ้ -
- ⇄ อัล(OH) 3 + OH -
+ ⇄ เฟ 2+ + โอ้ -
แอมโฟไลต์ประกอบด้วยไฮดรอกไซด์ของสังกะสี อลูมิเนียม โครเมียม และอื่นๆ รวมทั้งกรดอะมิโน โปรตีน และกรดนิวคลีอิก
โดยทั่วไป ปฏิกิริยาระหว่างกรด-เบสในสารละลายจะเกิดขึ้นที่ปฏิกิริยาการทำให้เป็นกลาง:
เอช + + OH - เอช 2 โอ
อย่างไรก็ตาม ข้อมูลการทดลองจำนวนหนึ่งแสดงให้เห็นข้อจำกัดของทฤษฎีไอออนิก ดังนั้น แอมโมเนีย เอมีนอินทรีย์ โลหะออกไซด์ เช่น นา 2 O, CaO แอนไอออนของกรดอ่อน เป็นต้น ในกรณีที่ไม่มีน้ำ พวกมันจะแสดงคุณสมบัติของเบสทั่วไป แม้ว่าพวกมันจะไม่มีไฮดรอกไซด์ไอออนก็ตาม
ในทางกลับกันออกไซด์จำนวนมาก (SO 2, SO 3, P 2 O 5 ฯลฯ ) เฮไลด์กรดเฮไลด์ที่ไม่มีไอออนไฮโดรเจนแสดงคุณสมบัติที่เป็นกรดแม้ในกรณีที่ไม่มีน้ำเช่น ทำให้ฐานเป็นกลาง
นอกจากนี้ พฤติกรรมของอิเล็กโทรไลต์ในสารละลายที่เป็นน้ำและในตัวกลางที่ไม่ใช่น้ำอาจตรงกันข้าม
ดังนั้น CH 3 COOH ในน้ำจึงเป็นกรดอ่อน:
CH 3 COOH ⇄ CH 3 COO - + H + ,
และในไฮโดรเจนฟลูออไรด์เหลวจะแสดงคุณสมบัติของเบส:
HF + CH 3 COOH ⇄ CH 3 COOH 2 + + F -
การศึกษาปฏิกิริยาประเภทนี้ และโดยเฉพาะอย่างยิ่งปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นในตัวทำละลายที่ไม่มีน้ำ ได้นำไปสู่การพัฒนาทฤษฎีทั่วไปเกี่ยวกับกรดและเบส
ทฤษฎีของบรอนสเตดและโลว์รี
การพัฒนาเพิ่มเติมของทฤษฎีกรดและเบสคือทฤษฎีโปรโตไลติก (โปรตอน) ที่เสนอโดย I. Brønsted และ T. Lowry ตามทฤษฎีนี้:
กรดคือสารใดๆ ที่โมเลกุล (หรือไอออน) สามารถให้โปรตอนได้ เช่น เป็นผู้บริจาคโปรตอน
เบสคือสารใดๆ ที่โมเลกุล (หรือไอออน) สามารถเกาะติดโปรตอนได้ เช่น เป็นตัวรับโปรตอน
ดังนั้นแนวคิดเรื่องรากฐานจึงขยายออกไปอย่างมากซึ่งได้รับการยืนยันจากปฏิกิริยาต่อไปนี้:
OH - + H + H 2 O
NH 3 + H + NH 4 +
เอช 2 ยังไม่มีข้อความ-NH 3 + + H + H 3 N + -NH 3 +
ตามทฤษฎีของ I. Brønsted และ T. Lowry กรดและเบสก่อตัวเป็นคู่คอนจูเกตและมีความสัมพันธ์กันโดยสมดุล:
กรด ⇄ โปรตอน + เบส
เนื่องจากปฏิกิริยาการถ่ายโอนโปรตอน (ปฏิกิริยาโปรโตไลติก) สามารถย้อนกลับได้ และโปรตอนก็ถูกถ่ายโอนในกระบวนการย้อนกลับเช่นกัน ผลิตภัณฑ์ของปฏิกิริยาจึงเป็นกรดและเบสที่สัมพันธ์กัน สามารถเขียนเป็นกระบวนการสมดุลได้:
NA + B ⇄ VN + + A - ,
โดยที่ HA เป็นกรด, B เป็นเบส, BH + เป็นคอนจูเกตของกรดกับเบส B, A - เป็นคอนจูเกตเบสของกรด HA
ตัวอย่าง.
1) ในปฏิกิริยา:
HCl + OH - ⇄ Cl - + H 2 O,
HCl และ H 2 O เป็นกรด Cl - และ OH - เป็นเบสที่สอดคล้องกันซึ่งคอนจูเกตกับพวกมัน
2) ในปฏิกิริยา:
HSO 4 - + H 2 O ⇄ SO 4 2 - + H 3 O +,
HSO 4 - และ H 3 O + เป็นกรด SO 4 2 - และ H 2 O เป็นเบส
3) ในปฏิกิริยา:
NH 4 + + NH 2 - ⇄ 2NH 3
NH 4 + เป็นกรด NH 2 - เป็นเบสและ NH 3 ทำหน้าที่เป็นทั้งกรด (หนึ่งโมเลกุล) และเบส (อีกโมเลกุลหนึ่ง) เช่น แสดงให้เห็นถึงสัญญาณของ amphotericity - ความสามารถในการแสดงคุณสมบัติของกรดและเบส
น้ำก็มีความสามารถนี้เช่นกัน:
2H 2 O ⇄ H 3 O + + โอ้ -
ที่นี่โมเลกุลหนึ่ง H 2 O ติดโปรตอน (เบส) ก่อตัวเป็นกรดคอนจูเกต - ไฮโดรเนียมไอออน H 3 O + อีกโมเลกุลหนึ่งให้โปรตอน (กรด) ก่อตัวเป็นฐานคอนจูเกต OH - กระบวนการนี้เรียกว่า การสลายตัวอัตโนมัติ.
จากตัวอย่างข้างต้น เห็นได้ชัดว่าตรงกันข้ามกับแนวคิดของอาร์เรเนียสในทฤษฎีของเบรินสเตดและโลว์รี ปฏิกิริยาของกรดกับเบสไม่ได้นำไปสู่การวางตัวเป็นกลางซึ่งกันและกัน แต่จะเกิดขึ้นพร้อมกับการก่อตัวของกรดและเบสใหม่
ควรสังเกตด้วยว่าทฤษฎีโปรโตไลติกพิจารณาแนวคิดเรื่อง "กรด" และ "เบส" ไม่ใช่คุณสมบัติ แต่เป็นฟังก์ชันที่สารประกอบดังกล่าวดำเนินการในปฏิกิริยาโปรโตไลติก สารประกอบชนิดเดียวกันสามารถทำปฏิกิริยาเป็นกรดได้ภายใต้เงื่อนไขบางประการและเป็นเบสภายใต้เงื่อนไขอื่น ๆ ดังนั้นในสารละลายที่เป็นน้ำ CH 3 COOH จะแสดงคุณสมบัติของกรด และใน 100% H 2 SO 4 จะแสดงคุณสมบัติของเบส
อย่างไรก็ตาม แม้จะมีข้อได้เปรียบ แต่ทฤษฎีโปรโตไลติกก็เหมือนกับทฤษฎีอาร์เรเนียสที่ไม่สามารถใช้ได้กับสารที่ไม่มีอะตอมไฮโดรเจน แต่ในขณะเดียวกันก็แสดงการทำงานของกรด เช่น โบรอน อลูมิเนียม ซิลิคอน ดีบุกเฮไลด์
ทฤษฎีของลูอิส
อีกแนวทางหนึ่งในการจำแนกประเภทของสารจากมุมมองของการจัดประเภทให้เป็นกรดและเบสคือทฤษฎีอิเล็กตรอนของลิวอิส ภายในกรอบของทฤษฎีอิเล็กทรอนิกส์:
กรดคืออนุภาค (โมเลกุลหรือไอออน) ที่สามารถเกาะคู่อิเล็กตรอนได้ (ตัวรับอิเล็กตรอน)
ฐานคืออนุภาค (โมเลกุลหรือไอออน) ที่สามารถบริจาคคู่อิเล็กตรอนได้ (ผู้บริจาคอิเล็กตรอน)
ตามแนวคิดของลูอิส กรดและเบสมีปฏิกิริยาระหว่างกันเพื่อสร้างพันธะระหว่างผู้บริจาคและผู้รับ อันเป็นผลมาจากการเติมอิเล็กตรอนคู่หนึ่ง อะตอมที่ขาดอิเล็กตรอนจึงมีโครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์ที่สมบูรณ์ - ออคเต็ตของอิเล็กตรอน ตัวอย่างเช่น:
ปฏิกิริยาระหว่างโมเลกุลที่เป็นกลางสามารถจินตนาการได้ในลักษณะเดียวกัน:
ปฏิกิริยาการวางตัวเป็นกลางตามทฤษฎีลูอิสถือเป็นการเติมคู่อิเล็กตรอนของไฮดรอกไซด์ไอออนเข้ากับไฮโดรเจนไอออน ซึ่งให้วงโคจรอิสระเพื่อรองรับคู่นี้:
ดังนั้นโปรตอนเองซึ่งเกาะคู่อิเล็กตรอนได้ง่ายจากมุมมองของทฤษฎีลูอิสจึงทำหน้าที่ของกรด ในเรื่องนี้กรดบรอนสเตดถือได้ว่าเป็นผลิตภัณฑ์ที่เกิดปฏิกิริยาระหว่างกรดลิวอิสและเบส ดังนั้น HCl เป็นผลคูณของการทำให้กรด H + เป็นกลางด้วยฐาน Cl - และไอออน H 3 O + เกิดขึ้นอันเป็นผลมาจากการทำให้กรด H + เป็นกลางด้วยฐาน H 2 O
ปฏิกิริยาระหว่างกรดลิวอิสและเบสยังแสดงตัวอย่างต่อไปนี้ด้วย:
เบสของลูอิสยังรวมถึงเฮไลด์ไอออน แอมโมเนีย เอมีนอะลิฟาติกและอะโรมาติก สารประกอบอินทรีย์ที่มีออกซิเจน เช่น R 2 CO (โดยที่ R เป็นอนุมูลอินทรีย์)
กรดลิวอิสประกอบด้วยเฮไลด์ของโบรอน อลูมิเนียม ซิลิคอน ดีบุก และองค์ประกอบอื่นๆ
แน่นอนในทฤษฎีของลูอิส แนวคิดเรื่อง "กรด" รวมถึงสารประกอบทางเคมีที่หลากหลาย สิ่งนี้อธิบายได้จากข้อเท็จจริงที่ว่าตามที่ Lewis กล่าวไว้ การจำแนกประเภทของสารว่าเป็นกรดนั้นถูกกำหนดโดยโครงสร้างของโมเลกุลของมันเท่านั้น ซึ่งกำหนดคุณสมบัติของตัวรับอิเล็กตรอน และไม่จำเป็นต้องเกี่ยวข้องกับการมีอยู่ของอะตอมไฮโดรเจน กรดลิวอิสที่ไม่มีอะตอมไฮโดรเจนเรียกว่า พืชไร่.
มาตรฐานการแก้ปัญหา
1. เขียนสมการการแยกตัวด้วยไฟฟ้าของ Al 2 (SO 4) 3 ในน้ำ
อะลูมิเนียมซัลเฟตเป็นอิเล็กโทรไลต์เข้มข้นและในสารละลายที่เป็นน้ำจะสลายตัวเป็นไอออนอย่างสมบูรณ์ สมการแยกตัว:
อัล 2 (SO 4) 3 + (2x + 3y)H 2 O 2 3+ + 3 2 - ,
หรือ (โดยไม่คำนึงถึงกระบวนการเติมน้ำด้วยไอออน):
อัล 2 (SO 4) 3 2Al 3+ + 3SO 4 2 - .
2. ไอออน HCO 3 คืออะไรจากมุมมองของทฤษฎีเบรินสเตด-โลว์รี
ขึ้นอยู่กับเงื่อนไข HCO 3 ไอออนสามารถบริจาคโปรตอนได้:
HCO 3 - + OH - CO 3 2 - + H 2 O (1)
เพิ่มโปรตอนดังนี้:
HCO 3 - + H 3 O + H 2 CO 3 + H 2 O (2)
ดังนั้นในกรณีแรก HCO 3 - ไอออนจึงเป็นกรดในส่วนที่สองคือเบสนั่นคือแอมโฟไลต์
3. พิจารณาว่า Ag + ไอออนคืออะไรในปฏิกิริยาจากมุมมองของทฤษฎีลูอิส:
เอจี + + 2NH 3 +
ในระหว่างการก่อตัวของพันธะเคมีซึ่งเกิดขึ้นตามกลไกของผู้บริจาค-ผู้รับนั้น Ag + ไอออนซึ่งมีวงโคจรอิสระจะเป็นตัวรับคู่อิเล็กตรอน และด้วยเหตุนี้จึงแสดงคุณสมบัติของกรดลิวอิส
4. หาความแรงของไอออนิกของสารละลายที่มี KCl 0.1 โมล และ Na 2 SO 4 0.1 โมล ในหนึ่งลิตร
การแยกตัวของอิเล็กโทรไลต์ที่นำเสนอจะดำเนินการตามสมการ:
นา 2 SO 4 2Na + + SO 4 2 -
ดังนั้น: C(K +) = C(Cl -) = C(KCl) = 0.1 โมล/ลิตร;
C(Na +) = 2×C(Na 2 SO 4) = 0.2 โมล/ลิตร;
C(SO 4 2 -) = C (นา 2 SO 4) = 0.1 โมล/ลิตร
ความแรงของไอออนิกของสารละลายคำนวณโดยใช้สูตร:
5. หาความเข้มข้นของ CuSO 4 ในสารละลายของอิเล็กโทรไลต์นี้ด้วย ฉัน= 0.6 โมล/ลิตร
การแยกตัวของ CuSO 4 ดำเนินไปตามสมการ:
CuSO 4 Cu 2+ + SO 4 2 -
ลองใช้ C(CuSO 4) เป็น xโมล/ลิตร ดังนั้น ตามสมการปฏิกิริยา C(Cu 2+) = C(SO 4 2 -) = xนางสาว. ในกรณีนี้ นิพจน์ในการคำนวณความแรงของไอออนิกจะมีลักษณะดังนี้:
6. หาค่าสัมประสิทธิ์กิจกรรมของ K + ไอออนในสารละลายที่เป็นน้ำของ KCl โดยที่ C(KCl) = 0.001 โมล/ลิตร
ซึ่งในกรณีนี้จะอยู่ในรูปแบบ:
.
เราค้นหาความแรงของไอออนิกของสารละลายโดยใช้สูตร:
7. กำหนดค่าสัมประสิทธิ์กิจกรรมของไอออน Fe 2+ ในสารละลายน้ำที่มีความแรงไอออนิกเท่ากับ 1
ตามกฎหมายเดบาย-ฮุคเคิล:
เพราะฉะนั้น:
8. หาค่าคงที่การแยกตัวของกรด HA หากอยู่ในสารละลายของกรดนี้ที่มีความเข้มข้น 0.1 โมล/ลิตร a = 24%
ขึ้นอยู่กับระดับของการแยกตัวสามารถระบุได้ว่ากรดนี้เป็นอิเล็กโทรไลต์ที่มีความแข็งแรงปานกลาง ดังนั้น ในการคำนวณค่าคงที่การแยกตัวของกรด เราใช้กฎการเจือจางของ Ostwald ในรูปแบบเต็ม:
9. หาความเข้มข้นของอิเล็กโทรไลต์ถ้า a = 10% เคง = 10 - 4
จากกฎการเจือจางของออสต์วาลด์:
10. ระดับการแยกตัวของกรด monobasic HA ไม่เกิน 1% (HA) = 6.4×10 - 7. กำหนดระดับการแยกตัวของ HA ในสารละลายด้วยความเข้มข้น 0.01 โมล/ลิตร
ขึ้นอยู่กับระดับของการแยกตัว สามารถระบุได้ว่ากรดนี้เป็นอิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอ สิ่งนี้ช่วยให้เราสามารถใช้สูตรโดยประมาณของกฎการเจือจางของ Ostwald:
11. ระดับการแยกตัวของอิเล็กโทรไลต์ในสารละลายที่มีความเข้มข้น 0.001 โมล/ลิตร คือ 0.009 กำหนดค่าคงที่การแยกตัวของอิเล็กโทรไลต์นี้
จากสภาวะของปัญหาเป็นที่ชัดเจนว่าอิเล็กโทรไลต์นี้อ่อนแอ (a = 0.9%) นั่นเป็นเหตุผล:
12. (HNO2) = 3.35. เปรียบเทียบความแรงของ HNO 2 กับความแรงของกรดโมโนบาซิก HA ระดับการแยกตัวของสารละลายในสารละลายที่มี C(HA) = 0.15 โมล/ลิตร คือ 15%
มาคำนวณ (HA) โดยใช้สมการ Ostwald ในรูปแบบเต็ม:
ตั้งแต่ (HA)< (HNO 2), то кислота HA является более сильной кислотой по сравнению с HNO 2 .
13. KCl มีสารละลายอยู่ 2 สารละลายซึ่งมีไอออนอื่นๆ อยู่ด้วย เป็นที่ทราบกันว่าความแรงของไอออนิกของสารละลายแรก ( ฉัน 1) เท่ากับ 1 และตัวที่สอง ( ฉัน 2) คือ 10 - 2 . เปรียบเทียบอัตรากิจกรรม ฉ(K +) ในสารละลายเหล่านี้ แล้วสรุปว่าคุณสมบัติของสารละลายเหล่านี้แตกต่างจากคุณสมบัติของสารละลาย KCl ที่เจือจางอย่างไม่สิ้นสุดอย่างไร
เราคำนวณค่าสัมประสิทธิ์กิจกรรมของ K + ไอออนโดยใช้กฎ Debye-Hückel:
ปัจจัยกิจกรรม ฉคือการวัดความเบี่ยงเบนในพฤติกรรมของสารละลายอิเล็กโทรไลต์ที่มีความเข้มข้นที่กำหนดจากพฤติกรรมของมันเมื่อสารละลายถูกเจือจางอย่างไม่สิ้นสุด
เพราะ ฉ 1 = 0.316 ส่วนเบี่ยงเบนจาก 1 มากกว่า ฉ 2 = 0.891 ดังนั้น ในสารละลายที่มีความแรงของไอออนิกสูงกว่า พฤติกรรมของสารละลาย KCl จะเบี่ยงเบนไปจากพฤติกรรมของมันในการเจือจางแบบไม่มีที่สิ้นสุดมากกว่า
คำถามเพื่อการควบคุมตนเอง
1. การแยกตัวด้วยไฟฟ้าคืออะไร?
2. สารอะไรที่เรียกว่าอิเล็กโทรไลต์และไม่ใช่อิเล็กโทรไลต์? ยกตัวอย่าง.
3. ระดับความแตกแยกคืออะไร?
4. ระดับของการแยกตัวขึ้นอยู่กับปัจจัยใดบ้าง?
5. อิเล็กโทรไลต์ใดที่ถือว่ามีความแข็งแรง? อันไหนมีกำลังปานกลาง? ตัวไหนอ่อนแอ? ยกตัวอย่าง.
6. ค่าคงที่การแยกตัวคือเท่าไร? ค่าคงที่การแยกตัวขึ้นอยู่กับอะไรและไม่ขึ้นอยู่กับอะไร?
7. ค่าคงที่และระดับการแยกตัวสัมพันธ์กันในสารละลายไบนารีของอิเล็กโทรไลต์ตัวกลางและอ่อนอย่างไร
8. เหตุใดสารละลายอิเล็กโทรไลต์เข้มข้นจึงแสดงพฤติกรรมที่เบี่ยงเบนไปจากอุดมคติ
9. คำว่า “ระดับความแตกแยกที่ชัดเจน” มีความหมายว่าอย่างไร?
10. ไอออนมีฤทธิ์อย่างไร? ค่าสัมประสิทธิ์กิจกรรมคืออะไร?
11. ค่าสัมประสิทธิ์กิจกรรมเปลี่ยนแปลงอย่างไรเมื่อมีการเจือจาง (ความเข้มข้น) ของสารละลายอิเล็กโทรไลต์เข้มข้น ค่าจำกัดของสัมประสิทธิ์กิจกรรมสำหรับการเจือจางสารละลายแบบไม่มีที่สิ้นสุดคือเท่าใด
12. ความแรงของไอออนิกในสารละลายคือเท่าใด?
13. ค่าสัมประสิทธิ์กิจกรรมคำนวณอย่างไร? กำหนดกฎ Debye-Hückel
14. สาระสำคัญของทฤษฎีไอออนิกของกรดและเบส (ทฤษฎีอาร์เรเนียส) คืออะไร?
15. อะไรคือความแตกต่างพื้นฐานระหว่างทฤษฎีโปรโตไลติกของกรดและเบส (ทฤษฎีของเบรินสเตดและโลว์รี) จากทฤษฎีของอาร์เรเนียส?
16. ทฤษฎีอิเล็กทรอนิกส์ (ทฤษฎีลูอิส) ตีความแนวคิดเรื่อง "กรด" และ "เบส" อย่างไร ยกตัวอย่าง.
งานต่างๆ สำหรับโซลูชันอิสระ
ตัวเลือก #1
1. เขียนสมการการแยกตัวด้วยไฟฟ้าของ Fe 2 (SO 4) 3
HA + H 2 O ⇄ H 3 O + + A - .
ตัวเลือกหมายเลข 2
1. เขียนสมการการแยกตัวด้วยไฟฟ้าของ CuCl 2
2. พิจารณาว่า S 2 - ไอออนคืออะไรในปฏิกิริยาจากมุมมองของทฤษฎีลูอิส:
2Ag + + S 2 - ⇄ Ag 2 ส.
3. คำนวณความเข้มข้นโมลาร์ของอิเล็กโทรไลต์ในสารละลาย ถ้า a = 0.75%, a = 10 - 5
ตัวเลือก #3
1. เขียนสมการการแยกตัวด้วยไฟฟ้าของ Na 2 SO 4
2. พิจารณาว่า CN - ไอออนคืออะไรในปฏิกิริยาจากมุมมองของทฤษฎีลูอิส:
เฟ 3 + + 6CN - ⇄ 3 - .
3. ความแรงของไอออนิกของสารละลาย CaCl 2 คือ 0.3 โมล/ลิตร คำนวณ C(CaCl2)
ตัวเลือกหมายเลข 4
1. เขียนสมการการแยกตัวด้วยไฟฟ้าของ Ca(OH) 2
2. พิจารณาว่าโมเลกุล H 2 O คืออะไรในปฏิกิริยาจากมุมมองของทฤษฎีเบรินสเตด:
เอช 3 โอ + ⇄ เอช + + เอช 2 โอ
3. ความแรงของไอออนิกของสารละลาย K 2 SO 4 คือ 1.2 โมล/ลิตร คำนวณ C(K 2 SO 4)
ตัวเลือก #5
1. เขียนสมการการแยกตัวด้วยไฟฟ้าของ K 2 SO 3
NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O + .
3. (CH3 COOH) = 4.74. เปรียบเทียบความแรงของ CH 3 COOH กับความแรงของกรดโมโนบาซิก HA ระดับการแยกตัวของสารละลายในสารละลายด้วย C(HA) = 3.6 × 10 - 5 โมล/ลิตร คือ 10%
ตัวเลือก #6
1. เขียนสมการการแยกตัวด้วยไฟฟ้าของ K 2 S
2. พิจารณาว่าโมเลกุล AlBr 3 คืออะไรในปฏิกิริยาจากมุมมองของทฤษฎีลูอิส:
Br - + อัลเบอร์ 3 ⇄ - .
ตัวเลือกหมายเลข 7
1. เขียนสมการการแยกตัวด้วยไฟฟ้าของ Fe(NO 3) 2.
2. พิจารณาว่า Cl - ไอออนคืออะไรในปฏิกิริยาจากมุมมองของทฤษฎีลูอิส:
Cl - + AlCl 3 ⇄ - .
ตัวเลือกหมายเลข 8
1. เขียนสมการสำหรับการแยกตัวด้วยไฟฟ้าของ K 2 MnO 4 .
2. พิจารณาว่า HSO 3 - ไอออนคืออะไรในปฏิกิริยาจากมุมมองของทฤษฎีเบรินสเตด:
HSO 3 - + OH – ⇄ SO 3 2 - + H 2 O
ตัวเลือกหมายเลข 9
1. เขียนสมการการแยกตัวด้วยไฟฟ้าของ Al 2 (SO 4) 3.
2. พิจารณาว่า Co 3+ ไอออนคืออะไรในปฏิกิริยาจากมุมมองของทฤษฎีลูอิส:
โค 3+ + 6NO 2 - ⇄ 3 - .
3. สารละลาย 1 ลิตร ประกอบด้วย K2SO4 0.348 กรัม และ NaNO3 0.17 กรัม หาความแรงของไอออนิกของสารละลายนี้
ตัวเลือกหมายเลข 10
1. เขียนสมการการแยกตัวด้วยไฟฟ้าของ Ca(NO 3) 2.
2. พิจารณาว่าโมเลกุล H 2 O คืออะไรในปฏิกิริยาจากมุมมองของทฤษฎีเบรินสเตด:
B + H 2 O ⇄ OH - + BH + .
3. คำนวณความเข้มข้นของอิเล็กโทรไลต์ในสารละลายถ้า a = 5%, a = 10 - 5
ตัวเลือกหมายเลข 11
1. เขียนสมการสำหรับการแยกตัวด้วยไฟฟ้าของ KMnO 4
2. พิจารณาว่าไอออน Cu 2+ คืออะไรในปฏิกิริยาจากมุมมองของทฤษฎีลูอิส:
ลูกบาศ์ก 2+ + 4NH 3 ⇄ 2 + .
3. คำนวณค่าสัมประสิทธิ์กิจกรรมของไอออน Cu 2+ ในสารละลาย CuSO 4 โดยที่ C(CuSO 4) = 0.016 โมล/ลิตร
ตัวเลือกหมายเลข 12
1. เขียนสมการการแยกตัวด้วยไฟฟ้าของ Na 2 CO 3
2. พิจารณาว่าโมเลกุล H 2 O คืออะไรในปฏิกิริยาจากมุมมองของทฤษฎีเบรินสเตด:
K + + xH 2 O ⇄ + .
3. มีสารละลาย NaCl สองชนิดที่มีอิเล็กโทรไลต์อื่นๆ ความแรงของไอออนิกของสารละลายเหล่านี้เท่ากันตามลำดับ: ฉัน 1 = 0.1 โมล/ลิตร ฉัน 2 = 0.01 โมล/ลิตร เปรียบเทียบอัตรากิจกรรม ฉ(Na +) ในสารละลายเหล่านี้
ตัวเลือกหมายเลข 13
1. เขียนสมการการแยกตัวด้วยไฟฟ้าของ Al(NO 3) 3.
2. พิจารณาว่าโมเลกุล RNH 2 คืออะไรในปฏิกิริยาจากมุมมองของทฤษฎีลูอิส:
RNH 2 + H 3 O + ⇄ RNH 3 + + H 2 O
3. เปรียบเทียบค่าสัมประสิทธิ์การออกฤทธิ์ของแคตไอออนในสารละลายที่มี FeSO 4 และ KNO 3 โดยมีความเข้มข้นของอิเล็กโทรไลต์เท่ากับ 0.3 และ 0.1 โมล/ลิตร ตามลำดับ
ตัวเลือกหมายเลข 14
1. เขียนสมการการแยกตัวด้วยไฟฟ้าของ K 3 PO 4
2. พิจารณาว่าไอออน H 3 O + คืออะไรในปฏิกิริยาจากมุมมองของทฤษฎีเบรินสเตด:
HSO 3 - + H 3 O + ⇄ H 2 SO 3 + H 2 O
ตัวเลือกหมายเลข 15
1. เขียนสมการการแยกตัวด้วยไฟฟ้าของ K 2 SO 4
2. จงพิจารณาว่า Pb(OH) 2 เป็นเท่าใดในปฏิกิริยาจากมุมมองของทฤษฎีลูอิส:
Pb(OH) 2 + 2OH - ⇄ 2 - .
ตัวเลือกหมายเลข 16
1. เขียนสมการการแยกตัวด้วยไฟฟ้าของ Ni(NO 3) 2.
2. พิจารณาว่าไฮโดรเนียมไอออน (H 3 O +) คืออะไรในปฏิกิริยาจากมุมมองของทฤษฎีเบรินสเตด:
2H 3 O + + S 2 - ⇄ H 2 S + 2H 2 O
3. ความแรงของไอออนิกของสารละลายที่มี Na 3 PO 4 เท่านั้น คือ 1.2 โมล/ลิตร กำหนดความเข้มข้นของ Na 3 PO 4
ตัวเลือกหมายเลข 17
1. เขียนสมการสำหรับการแยกตัวด้วยไฟฟ้าของ (NH 4) 2 SO 4
2. พิจารณาว่าไอออน NH 4 + คืออะไรในปฏิกิริยาจากมุมมองของทฤษฎีเบรินสเตด:
NH 4 + + OH - ⇄ NH 3 + H 2 O
3. ความแรงของไอออนิกของสารละลายที่มีทั้ง KI และ Na 2 SO 4 คือ 0.4 โมล/ลิตร C(KI) = 0.1 โมล/ลิตร กำหนดความเข้มข้นของ Na 2 SO 4
ตัวเลือกหมายเลข 18
1. เขียนสมการการแยกตัวด้วยไฟฟ้าของ Cr 2 (SO 4) 3
2. พิจารณาว่าโมเลกุลโปรตีนในปฏิกิริยาคืออะไรจากมุมมองของทฤษฎีเบรินสเตด:
บล็อกข้อมูล
ระดับ pH
ตารางที่ 3.ความสัมพันธ์ระหว่างความเข้มข้นของไอออน H + และ OH
มาตรฐานการแก้ปัญหา
1. ความเข้มข้นของไฮโดรเจนไอออนในสารละลายคือ 10 - 3 โมล/ลิตร คำนวณค่า pH, pOH และ [OH - ] ในสารละลายนี้ กำหนดสื่อการแก้ปัญหา
บันทึก.อัตราส่วนต่อไปนี้ใช้สำหรับการคำนวณ: lg10 ก = ก- 10 ล ก = ก.
สภาพแวดล้อมของสารละลายที่มีค่า pH = 3 จะเป็นกรด เนื่องจากมีค่า pH< 7.
2. คำนวณ pH ของสารละลายกรดไฮโดรคลอริกด้วยความเข้มข้นโมลาร์ 0.002 โมล/ลิตร
เนื่องจากในสารละลายเจือจาง HC1 » 1 และในสารละลายของกรดโมโนบาซิก C(s) = C(s) เราสามารถเขียนได้:
3. เติมน้ำ 90 มิลลิลิตรลงในสารละลายกรดอะซิติก 10 มิลลิลิตร โดยมี C(CH 3 COOH) = 0.01 โมล/ลิตร ค้นหาความแตกต่างระหว่างค่า pH ของสารละลายก่อนและหลังการเจือจาง ถ้า (CH 3 COOH) = 1.85 × 10 - 5
1) ในสารละลายเริ่มต้นของกรด monobasic อ่อน CH 3 COOH:
เพราะฉะนั้น:
2) การเติมน้ำ 90 มล. ลงในสารละลายกรด 10 มล. จะเท่ากับการเจือจางสารละลาย 10 เท่า นั่นเป็นเหตุผล
