Նյութեր, որոնց լուծույթները (կամ հալոցները) վարում են էլեկտրաէներգիա, կոչվում են e le c t r o l i t a m i Հաճախ այդ նյութերի լուծույթներն իրենք էլ կոչվում են էլեկտրոլիտներ։ Էլեկտրոլիտների այս լուծույթները (հալոցներն) են երկրորդ տեսակի դիրիժորներ,քանի որ նրանց մեջ էլեկտրաէներգիայի փոխանցումն իրականացվում է շարժման միջոցով i o n o v - լիցքավորված մասնիկներ. Դրական լիցքավորված մասնիկը կոչվում է կատիոն (Ca +2), բացասական լիցք կրող մասնիկ - անիոն (ՆԱ -): Իոնները կարող են լինել պարզ (Ca +2, H +) և բարդ (RO 4 ־ 3, HCO 3 ־ 2):
Էլեկտրոլիտիկ դիսոցիացիայի տեսության հիմնադիրը շվեդ գիտնական Ս.Արրենիուսն է։ Ըստ տեսության էլեկտրոլիտիկ դիսոցացիա կոչվում է մոլեկուլների տարրալուծում իոնների մեջ, երբ դրանք լուծվում են ջրում, և դա տեղի է ունենում առանց էլեկտրական հոսանքի ազդեցության: Սակայն այս տեսությունը չպատասխանեց այն հարցերին, թե ինչն է առաջացնում լուծույթներում իոնների հայտնվելը և ինչու դրական իոնները, բախվելով բացասականներին, չեզոք մասնիկներ չեն առաջացնում։
Այս տեսության զարգացման գործում իրենց ներդրումն են ունեցել ռուս գիտնականները՝ Դ.Ի. Մենդելեևը, Ի. Կաբլուկովը պնդում էր, որ լուծված նյութը փոխազդում է լուծիչի հետ ( լուծման գործընթացը ) փոփոխական կազմի արտադրանքի ձևավորում ( ս ո լ վ ա տ յ ).
Սոլվատը իոն է, որը շրջապատված է լուծիչի մոլեկուլներով (solvate shell), որոնք կարող են լինել տարբեր քանակի (դրա շնորհիվ է ստացվում փոփոխական բաղադրություն)։ Եթե լուծիչը ջուր է, ապա լուծվող նյութի և լուծիչի մոլեկուլների փոխազդեցության գործընթացը կոչվում է. g i d r a t a c i e y, իսկ փոխազդեցության արդյունքն է g i d r a t o m.
Այսպիսով, էլեկտրոլիտիկ տարանջատման պատճառը սոուլվացիան (հիդրացիա) է։ Եվ հենց իոնների սոուլվացիան (հիդրացիա) է խանգարում չեզոք մոլեկուլների հակադարձ միացմանը։
Քանակական առումով տարանջատման գործընթացը բնութագրվում է քանակով էլեկտրոլիտիկ դիսոցիացիայի աստիճաններ ( α ), որը իոնների քայքայված նյութի քանակի հարաբերակցությունն է ընդհանուրլուծված. Դրանից բխում է, որ ուժեղ էլեկտրոլիտների համար α = 1 կամ 100% (լուծույթում առկա են լուծույթի իոններ), թույլ էլեկտրոլիտների համար՝ 0< α < 1 (в растворе присутствуют наряду с ионами растворенного вещества и его недиссоциированные молекулы), для неэлектролитов α = 0 (լուծույթում իոններ չկան): Բացի լուծվող նյութի և լուծիչի բնույթից, քանակությունը α կախված է լուծույթի կոնցենտրացիայից և ջերմաստիճանից:
Եթե լուծիչը ջուր է, ապա ուժեղ էլեկտրոլիտները ներառում են.
1) բոլոր աղերը;
2) հետևյալ թթուները՝ HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3, HClO 4;
3) հետևյալ հիմքերը՝ LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2:
Էլեկտրոլիտային տարանջատման գործընթացը շրջելի է, հետևաբար, այն կարող է բնութագրվել հավասարակշռության հաստատունի արժեքով, որը թույլ էլեկտրոլիտի դեպքում կոչվում է. դիսոցման հաստատուն (K Դ ) .
Որքան մեծ է այս արժեքը, այնքան ավելի հեշտ է էլեկտրոլիտը քայքայվում իոնների, այնքան ավելի շատ են նրա իոնները լուծույթում: Օրինակ՝ HF ═ H + + F־
Այս արժեքը հաստատուն է տվյալ ջերմաստիճանում և կախված է էլեկտրոլիտի, լուծիչի բնույթից:
Պոլիբազային թթուները և պոլիթթվային հիմքերը տարանջատվում են աստիճաններով: Օրինակ՝ ծծմբաթթվի մոլեկուլները սկզբում հեռացնում են մեկ ջրածնի կատիոն.
H 2 SO 4 ═ H + + HSO 4 ־.
Երկրորդ իոնի վերացում ըստ հավասարման
HSO 4 ־ ═ H + + SO 4 ־ 2
շատ ավելի դժվար է, քանի որ այն պետք է հաղթահարի կրկնակի լիցքավորված SO 4 ־ 2 իոնի ձգողությունը, որն, իհարկե, ավելի ուժեղ է դեպի իրեն ձգում ջրածնի իոնը, քան միայնակ լիցքավորված իոնը՝ HSO 4 ־: Հետևաբար, տարանջատման երկրորդ փուլը տեղի է ունենում շատ ավելի փոքր չափով, քան առաջինը:
Մոլեկուլում մեկից ավելի հիդրօքսիլ խմբեր պարունակող հիմքերը նույնպես տարանջատվում են աստիճաններով։ Օրինակ:
Ba(OH) 2 ═ BaOH + + OH - ;
BaOH + \u003d Ba 2+ + OH -.
Միջին (նորմալ) աղերը միշտ տարանջատվում են մետաղական իոնների և թթվային մնացորդների.
CaCl 2 \u003d Ca 2+ + 2Cl -;
Na 2 SO 4 \u003d 2Na + + SO 4 2-.
Թթվային աղերը, ինչպես պոլիբազային թթուները, տարանջատվում են աստիճաններով։ Օրինակ:
NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -;
HCO 3 - \u003d H + + CO 3 2-.
Սակայն երկրորդ փուլում դիսոցման աստիճանը շատ փոքր է, այնպես որ թթվային աղի լուծույթը պարունակում է միայն փոքր քանակությամբ ջրածնի իոններ։
Հիմնական աղերը տարանջատվում են հիմնական և թթվային մնացորդների իոնների: Օրինակ:
Fe(OH)Cl 2 = FeOH 2+ + 2Cl -.
Հիմնական մնացորդների իոնների երկրորդական տարանջատումը մետաղի և հիդրօքսիլ իոնների մեջ գրեթե չի լինում։
Որոշ նյութերի ջրային լուծույթները էլեկտրական հոսանքի հաղորդիչներ են։ Այս նյութերը դասակարգվում են որպես էլեկտրոլիտներ: Էլեկտրոլիտները թթուներ, հիմքեր և աղեր են, որոշ նյութերի հալվածքներ:
ՍԱՀՄԱՆՈՒՄ
Ջրային լուծույթներում էլեկտրոլիտների իոնների տարրալուծման և էլեկտրական հոսանքի ազդեցությամբ հալվելու գործընթացը կոչվում է. էլեկտրոլիտիկ դիսոցացիա.
Ջրի որոշ նյութերի լուծույթները էլեկտրական հոսանք չեն փոխանցում: Նման նյութերը կոչվում են ոչ էլեկտրոլիտներ: Դրանք ներառում են շատերը օրգանական միացություններինչպիսիք են շաքարավազը և ալկոհոլը:
Էլեկտրոլիտիկ դիսոցիացիայի տեսություն
Էլեկտրոլիտային տարանջատման տեսությունը ձևակերպել է շվեդ գիտնական Ս. Արրենիուսը (1887 թ.)։ S. Arrhenius-ի տեսության հիմնական դրույթները.
- ջրի մեջ լուծարվելիս էլեկտրոլիտները քայքայվում են (տարանջատվում) դրական և բացասական լիցքավորված իոնների.
- էլեկտրական հոսանքի ազդեցության տակ դրական լիցքավորված իոնները շարժվում են դեպի կաթոդ (կատիոններ), իսկ բացասական լիցքավորվածները շարժվում են դեպի անոդ (անիոններ);
— տարանջատումը շրջելի գործընթաց է
KA ↔ K + + A −
Էլեկտրոլիտային տարանջատման մեխանիզմը բաղկացած է իոն-դիպոլ փոխազդեցությունից իոնների և ջրի դիպոլների միջև (նկ. 1):
Բրինձ. 1. Նատրիումի քլորիդի լուծույթի էլեկտրոլիտիկ տարանջատում
Իոնային կապ ունեցող նյութերը ամենահեշտ տարանջատվում են: Նմանապես, տարանջատումը տեղի է ունենում բևեռային կովալենտ կապի տեսակի համաձայն ձևավորված մոլեկուլներում (փոխազդեցության բնույթը դիպոլ-դիպոլ է):
Թթուների, հիմքերի, աղերի տարանջատում
Թթուների տարանջատման ժամանակ միշտ առաջանում են ջրածնի իոններ (H +), ավելի ճիշտ՝ հիդրոնիումի իոններ (H 3 O +), որոնք պատասխանատու են թթուների հատկությունների համար (թթու համ, ցուցիչների գործողություն, հիմքերի հետ փոխազդեցություն և այլն։ .).
HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Հիմքերի տարանջատման ժամանակ միշտ առաջանում են ջրածնի հիդրօքսիդի իոններ (OH -), որոնք պատասխանատու են հիմքերի հատկությունների համար (ցուցանիշների գունաթափում, թթուների հետ փոխազդեցություն և այլն)։
NaOH ↔ Na + + OH −
Աղերը էլեկտրոլիտներ են, որոնց տարանջատման ժամանակ առաջանում են մետաղական կատիոններ (կամ ամոնիումի կատիոն NH 4 +) և թթվային մնացորդների անիոններ։
CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl -
Պոլիբազային թթուները և հիմքերը տարանջատվում են աստիճաններով:
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - (I փուլ)
HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (II փուլ)
Ca (OH) 2 ↔ + + OH - (I փուլ)
+ ↔ Ca 2+ + OH -
Տարանջատման աստիճանը
Էլեկտրոլիտներից առանձնանում են թույլ և ուժեղ լուծույթները։ Այս չափումը բնութագրելու համար կա դիսոցիացիայի աստիճանի հայեցակարգ և մեծություն (): Դիսոցացիայի աստիճանը իոնների մեջ տարանջատված մոլեկուլների քանակի հարաբերակցությունն է ընդհանուր թիվըմոլեկուլները. հաճախ արտահայտված %-ով:
Թույլ էլեկտրոլիտները ներառում են նյութեր, որոնցում տասնամոլային լուծույթում (0,1 մոլ/լ) տարանջատման աստիճանը 3%-ից պակաս է: Ուժեղ էլեկտրոլիտները ներառում են նյութեր, որոնցում տասնամոլային լուծույթում (0,1 մոլ/լ) տարանջատման աստիճանը ավելի քան 3% է: Ուժեղ էլեկտրոլիտների լուծույթները չեն պարունակում չտարանջատված մոլեկուլներ, իսկ միավորման (ասոցիացման) գործընթացը հանգեցնում է հիդրատացված իոնների և իոնային զույգերի առաջացմանը։
Դիսոցացիայի աստիճանի վրա հատկապես ազդում են լուծիչի բնույթը, լուծվող նյութի բնույթը, ջերմաստիճանը (ուժեղ էլեկտրոլիտների դեպքում ջերմաստիճանի բարձրացման հետ դիսոցման աստիճանը նվազում է, իսկ թույլ էլեկտրոլիտների դեպքում այն անցնում է առավելագույնը ջերմաստիճանի միջակայքում։ 60 o C), լուծույթների կոնցենտրացիան, լուծույթի մեջ համանուն իոնների ներմուծում։
Ամֆոտերային էլեկտրոլիտներ
Կան էլեկտրոլիտներ, որոնք տարանջատվելիս ձևավորում են և՛ H+, և՛ OH- իոններ: Նման էլեկտրոլիտները կոչվում են ամֆոտեր, օրինակ՝ Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2, Al (OH) 3, Cr (OH) 3 և այլն։
H + +RO − ↔ ROH ↔ R + + OH −
Իոնային ռեակցիայի հավասարումներ
Ջրային էլեկտրոլիտային լուծույթներում ռեակցիաները իոնների միջև ռեակցիաներ են. իոնային ռեակցիաներ, որոնք գրվում են մոլեկուլային, լրիվ իոնային և կրճատված իոնային ձևերով իոնային հավասարումների միջոցով։ Օրինակ:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2 NaCl (մոլեկուլային ձև)
Ba 2+ + 2 Cl − + 2 Նա+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 Նա + + 2 Cl- (լրիվ իոնային ձև)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (կրճատ իոնային ձև)
pH արժեքը
Ջուրը թույլ էլեկտրոլիտ է, ուստի տարանջատման գործընթացը փոքր չափով է ընթանում:
H 2 O ↔ H + + OH -
Զանգվածի գործողության օրենքը կարող է կիրառվել ցանկացած հավասարակշռության վրա, իսկ հավասարակշռության հաստատունի արտահայտությունը կարելի է գրել.
K = /
Հետևաբար, ջրի հավասարակշռության կոնցենտրացիան հաստատուն արժեք է:
K = = ԿՎտ
Ջրային լուծույթի թթվայնությունը (հիմնականությունը) հարմար կերպով արտահայտվում է ջրածնի իոնների մոլային կոնցենտրացիայի տասնորդական լոգարիթմի միջոցով՝ վերցված հակառակ նշանով։ Այս արժեքը կոչվում է pH ցուցանիշ(pH):
H 3 RO 4 ⇄ H + H 2 RO- 4 (առաջին փուլ)
H 2 RO 4 ⇄ H + HPO 2 - 4 (երկրորդ փուլ)
H 2 RO 4 ⇄ H + PO Z - 4 (երրորդ փուլ)
Ահա թե ինչպես են նրանք նայում քիմիական հավասարումներթթուների էլեկտրոլիտիկ դիսոցացիա. Օրինակը ցույց է տալիս H 3 PO 4 թթվի էլեկտրոլիտիկ տարանջատումը, որը քայքայվում է ջրածնի H (կատիոն) և անոդ իոնների։ Ընդ որում, շատ հիմնային թթուների տարանջատումն անցնում է, որպես կանոն, միայն առաջին փուլով։
Հիմքերի էլեկտրոլիտիկ դիսոցացիա
Հիմքերը տարբերվում են թթուներից նրանով, որ երբ դրանք տարանջատվում են, հիդրօքսիդի իոնները ձևավորվում են կատիոնների տեսքով։
Հիմքերի քիմիական տարանջատման հավասարման օրինակ
KOH ⇄ K + OH-; NH 4 OH ⇄ NH+ 4 + OH-
Հիմքերը, որոնք լուծվում են ջրի մեջ, կոչվում են ալկալիներ, դրանք այնքան էլ շատ չեն, հիմնականում ալկալային և հողալկալիական հիմքեր, ինչպիսիք են LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH և Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Va(OH) 2, Ra(OH) 2
Աղերի էլեկտրոլիտիկ տարանջատում
Աղերի էլեկտրոլիտիկ տարանջատման ժամանակ մետաղները ձևավորվում են որպես կատիոններ, ինչպես նաև ամոնիումի կատիոն NH 4, իսկ թթվային մնացորդները դառնում են անիոններ։
(NH 4) 2 SO 4 ⇄ 2NH+ 4 + SO 2 - 4; Na 3 PO 4 ⇄ 3Na + PO 3- 4
Աղերի էլեկտրոլիտիկ տարանջատման հավասարման օրինակ։
Էլեկտրոլիտիկ դիսոցացիա, տեսանյութ
Եվ վերջապես, ուսումնական տեսանյութ մեր հոդվածի թեմայով:
Բոլոր նյութերը բաժանված են 2 մեծ խմբի. էլեկտրոլիտներև ոչ էլեկտրոլիտներ.
էլեկտրոլիտներ նյութեր են (բացառությամբ մետաղների), որոնց լուծույթները կամ հալվածքները փոխանցում են էլեկտրական հոսանք։ Էլեկտրոլիտները միացություններ են, որոնք առաջանում են իոնային կամ կովալենտային բևեռային կապերով։ այն բարդ նյութերԱղեր, հիմքեր, թթուներ, մետաղների օքսիդներ (էլեկտրական հոսանք անցկացնում են միայն հալվածքներում):
Ոչ էլեկտրոլիտներ Նյութերը կոչվում են այն նյութերը, որոնց լուծույթները կամ հալվածքները չեն փոխանցում էլեկտրական հոսանք։ Դրանք ներառում են պարզ և բարդ նյութեր, որոնք ձևավորվել են ցածր բևեռային կամ ոչ բևեռային կովալենտային կապերով։
Էլեկտրոլիտների լուծույթների և հալվածքների հատկությունները առաջին անգամ բացատրվել են 19-րդ դարի վերջին շվեդ գիտնական Սվանտե Արրենիուսի կողմից։ Նրանք ստեղծել են հատուկ էլեկտրոլիտիկ դիսոցիացիայի տեսություն , որի հիմնական դրույթները, փոփոխված և մշակված այլ գիտնականների կողմից, ներկայումս ձևակերպված են հետևյալ կերպ.
1. Էլեկտրոլիտների մոլեկուլները (կամ բանաձևի միավորները) լուծույթներում կամ հալվածքներում քայքայվում են դրական և բացասական լիցքավորված իոնների: Այս գործընթացը կոչվում է էլեկտրոլիտիկ դիսոցացիա։ Դրական իոնների լիցքերի ընդհանուր գումարը հավասար է բացասական իոնների լիցքերի գումարին, ուստի էլեկտրոլիտների լուծույթները կամ հալվածքները հիմնականում մնում են էլեկտրականորեն չեզոք:Իոնները կարող են լինել պարզ , որը բաղկացած է միայն մեկ ատոմից (Na +, Cu 2+, Cl -, S 2-), և համալիր , որը բաղկացած է մի քանի տարրերի ատոմներից (SO 4 2–, PO 4 3–, NH 4 +, –)։
Պարզ իոններն իրենց ֆիզիկական, քիմիական և ֆիզիոլոգիական հատկություններով զգալիորեն տարբերվում են չեզոք ատոմներից, որոնցից նրանք առաջացել են: Նախ, իոնները շատ ավելի կայուն մասնիկներ են, քան չեզոք ատոմները, և կարող են գոյություն ունենալ լուծույթներում կամ հալվածքներում անսահմանափակ ժամանակով՝ առանց շրջակա միջավայրի հետ անդառնալի փոխազդեցության:
Նույն տարրի ատոմների և իոնների հատկությունների նման տարբերությունը բացատրվում է այս մասնիկների տարբեր էլեկտրոնային կառուցվածքով։
Այսպիսով, s- և p- տարրերի պարզ իոնները ավելի կայուն վիճակում են, քան չեզոք ատոմները, քանի որ նրանք ունեն արտաքին շերտի ամբողջական էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիա, օրինակ.
Էլեկտրոլիտների տարրալուծումը իոնների հալոցներում իրականացվում է բարձր ջերմաստիճանների, իսկ լուծույթներում՝ լուծիչների մոլեկուլների գործողության շնորհիվ։
Իոնային միացությունների առանձնահատկությունն այն է, որ դրանց հանգույցներում բյուրեղյա վանդակկան պատրաստի իոններ, և այդպիսի նյութերի լուծարման գործընթացում լուծիչի (ջրի) դիպոլները միայն պետք է քանդեն այս իոնային ցանցը (նկ. 18)։
Նյութեր, որոնք առաջանում են բևեռային կովալենտային կապեր, մտնում են լուծույթ առանձին մոլեկուլների տեսքով, որոնք, ինչպես H 2 O մոլեկուլները, դիպոլներ են, օրինակ.
+ –
Այս դեպքում H 2 O դիպոլները, պատշաճ կերպով կողմնորոշվելով լուծված էլեկտրոլիտի մոլեկուլի շուրջ, առաջացնում են նրա մեջ կովալենտային կապի հետագա բևեռացում, իսկ հետո վերջինիս հետերոլիտիկ խզում (նկ. 29):
H–ClH + +Cl
Բրինձ. 29. Բևեռային HCl մոլեկուլի լուծույթում էլեկտրոլիտիկ տարանջատման սխեման
Էլեկտրոլիտային տարանջատման գործընթացն ընթանում է նյութերի տարրալուծման գործընթացի հետ միաժամանակ, և, հետևաբար, լուծույթներում բոլոր իոնները գտնվում են հիդրատացված վիճակում (շրջապատված H 2 O մոլեկուլների թաղանթներով):
Այնուամենայնիվ, պարզության համար, հավասարումների մեջ քիմիական ռեակցիաներիոնները պատկերված են առանց դրանց շրջապատող հիդրացիոն թաղանթների՝ H +, NO 3 -, K + և այլն։
2. Ջերմային շարժման հետեւանքով լուծույթում կամ հալվող էլեկտրոլիտների իոնները պատահականորեն շարժվում են բոլոր ուղղություններով։ Բայց եթե էլեկտրոդները իջեցվեն լուծույթի մեջ կամ հալվեն, և էլեկտրական հոսանք անցնի, ապա դրական լիցքավորված էլեկտրոլիտի իոնները սկսում են շարժվել դեպի բացասական լիցքավորված էլեկտրոդ՝ կաթոդ (հետևաբար դրանք այլ կերպ են կոչվում.կատիոններ), իսկ բացասական լիցքավորված իոնները՝ դրական լիցքավորված էլեկտրոդին՝ անոդին (հետևաբար դրանք այլ կերպ են կոչվումանիոններ).
Այսպիսով, էլեկտրոլիտները երկրորդ տեսակի հաղորդիչներ են: Նրանք կրում են էլեկտրական լիցք՝ իոնների ուղղորդված շարժման շնորհիվ։ Մետաղները առաջին տեսակի հաղորդիչներ են, քանի որ. Էլեկտրոնների ուղղորդված շարժման շնորհիվ էլեկտրական հոսանք անցկացնել:
3. Էլեկտրոլիտային տարանջատման գործընթացը շրջելի է։ Մոլեկուլների իոնների քայքայման հետ մեկտեղ միշտ տեղի է ունենում հակառակ գործընթացը՝ իոնների համակցությունը մոլեկուլների մեջ կամ ասոցիացիան։ Հետևաբար, նյութերի էլեկտրոլիտիկ տարանջատման ռեակցիաների հավասարումների մեջ «=» հավասար նշանի փոխարեն դրեք շրջելիության նշանը, օրինակ.
Ռուսաստանի Դաշնության կրթության և գիտության նախարարություն
Ազգային հետազոտական միջուկային համալսարան MEPhI
Բալակովոյի ճարտարագիտության և տեխնոլոգիայի ինստիտուտ
Էլեկտրոլիտիկ դիսոցացիա
Լաբորատոր աշխատանքների կատարման ուղեցույց
«Քիմիա» դասընթացի տեխ
մասնագիտություններ և ուղղություններ,
«Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա» դասընթացը
ԽՄՏՆ ուղղության ուսանողների համար
կրթության բոլոր ձևերը
Բալակովո 2014 թ
Այս աշխատանքի նպատակն է ուսումնասիրել էլեկտրոլիտների ջրային լուծույթների տարանջատման մեխանիզմը։
ՀԻՄՆԱԿԱՆ ՀԱՍԿԱՑՈՒԹՅՈՒՆՆԵՐ
Էլեկտրոլիտիկ տարանջատումը նյութերի մոլեկուլների իոնների քայքայման գործընթացն է բևեռային մոլեկուլներվճարունակ. Էլեկտրոլիտները նյութեր են, որոնք էլեկտրական հոսանք են անցկացնում լուծույթում կամ հալեցնում (դրանք ներառում են բազմաթիվ թթուներ, հիմքեր, աղեր):
Ս. Արհենիուսի (1887) էլեկտրոլիտիկ տեսության տեսության համաձայն՝ էլեկտրոլիտները ջրում լուծելիս քայքայվում են (դիսոցացվում) դրական և բացասական լիցքավորված իոնների։ Դրական լիցքավորված իոնները կոչվում են կատիոններ, դրանք ներառում են ջրածնի և մետաղի իոններ: Բացասական լիցքավորված իոնները կոչվում են անիոններ, դրանք ներառում են թթվային մնացորդների իոնները և հիդրօքսիդի իոնները: Բոլոր իոնների ընդհանուր լիցքը զրոյական է, ուստի լուծումը հիմնականում չեզոք է: Իոնների հատկությունները տարբերվում են այն ատոմների հատկություններից, որոնցից նրանք առաջանում են։ Էլեկտրոլիտիկ տարանջատումը շրջելի գործընթաց է (հակադարձ ռեակցիան կոչվում է ասոցիացիա): Այս տեսությունը հետագայում լրացրեց Դ.Ի. Մենդելեևը և Ի.Ա. Կրունկներ.
Էլեկտրոլիտային տարանջատման մեխանիզմ
Էլեկտրոլիտները նյութեր են, որոնց մոլեկուլներում ատոմները միացված են իոնային կամ բևեռային կապերով։ Ժամանակակից հասկացությունների համաձայն՝ էլեկտրոլիտային դիսոցիացիան տեղի է ունենում էլեկտրոլիտի մոլեկուլների բևեռային լուծիչի մոլեկուլների հետ փոխազդեցության արդյունքում։ Լուծումը իոնների փոխազդեցությունն է լուծիչի մոլեկուլների հետ։ Հիդրացիան ջրի մոլեկուլների հետ իոնների փոխազդեցության գործընթացն է։
Կախված անջուր վիճակում լուծված նյութի կառուցվածքից՝ նրա տարանջատումն ընթանում է տարբեր ձևերով։
Իոնային կապով նյութերը, որոնք բաղկացած են իոններից, ամենահեշտն է տարանջատել։ Երբ այդպիսի միացությունները (օրինակ՝ NaCl) լուծվում են, ջրի դիպոլները կողմնորոշվում են բյուրեղային ցանցի դրական և բացասական իոնների շուրջ։ Ջրի իոնների և դիպոլների միջև առաջանում են փոխադարձ ձգողականության ուժեր։ Արդյունքում իոնների միջև կապը թուլանում է, և տեղի է ունենում իոնների անցում բյուրեղից դեպի լուծույթ։ Այս դեպքում ձևավորվում են հիդրատացված իոններ, այսինքն. իոնները քիմիապես կապված են ջրի մոլեկուլների հետ
Նկ.1. Իոնային կապով նյութի մոլեկուլի տարանջատման սխեման
Էլեկտրոլիտային տարանջատման գործընթացը կարող է արտահայտվել հավասարմամբ
NaCl + (m+n)H 2 O 
Na + (H 2 O) m + Cl - (H 2 O) n
Սովորաբար, տարանջատման գործընթացը գրվում է որպես հավասարում, բաց թողնելով լուծիչը (H 2 O)
NaCl 
Na + + Cl -
Կովալենտային բևեռային կապով մոլեկուլները (օրինակ՝ HCl) բաժանվում են նույն կերպ։ Նյութի յուրաքանչյուր բևեռային մոլեկուլի շուրջ կողմնորոշված են նաև ջրի դիպոլները, որոնք իրենց բացասական բևեռներով ձգվում են դեպի մոլեկուլի դրական բևեռը, իսկ դրական բևեռներով՝ բացասական բևեռը։ Այս փոխազդեցության արդյունքում կապող էլեկտրոնային ամպը (էլեկտրոնների զույգը) ամբողջությամբ տեղափոխվում է ավելի բարձր էլեկտրաբացասականություն ունեցող ատոմ, բևեռային մոլեկուլը վերածվում է իոնային, այնուհետև հեշտությամբ ձևավորվում են հիդրատացված իոններ։ Բևեռային մոլեկուլների տարանջատումը կարող է լինել ամբողջական կամ մասնակի։
Նկ.2. Նյութի մոլեկուլի կովալենտից տարանջատման սխեմա
բևեռային կապ
HCl-ի էլեկտրոլիտիկ դիսոցիացիան արտահայտվում է հավասարմամբ
HCl + (m+n)H 2 O 
H + (H 2 O) m + Cl - (H 2 O) n
կամ, բաց թողնելով լուծիչը (H 2 O),
Ք.Ա.Ն 
K++A-
Դիսոցացման գործընթացը քանակականորեն բնութագրելու համար ներկայացվում է դիսոցման աստիճանի (α) հասկացությունը։ Էլեկտրոլիտի տարանջատման աստիճանը ցույց է տալիս, թե նյութի լուծված մոլեկուլների որ մասն է քայքայվել իոնների։ Էլեկտրոլիտի տարանջատման աստիճանը տարանջատված մոլեկուլների քանակի հարաբերակցությունն է (N. դիսս) լուծված մոլեկուլների ընդհանուր թվին (N)
(1)
Դիսոցացիայի աստիճանը սովորաբար արտահայտվում է կամ միավորի կոտորակներով, կամ որպես տոկոս, օրինակ՝ 0,1 ն լուծույթի համար։ քացախաթթու CH 3 COOH
α= 0,013 (կամ 1,3): Դիսոցացիայի աստիճանը կախված է էլեկտրոլիտի և լուծիչի բնույթից, ջերմաստիճանից և կոնցենտրացիայից:
Ըստ դիսոցման աստիճանի (α) բոլոր էլեկտրոլիտները բաժանվում են երեք խմբի. 0.3-ից (30%) դիսոցման աստիճանով էլեկտրոլիտները սովորաբար կոչվում են ուժեղ էլեկտրոլիտներ, 0.02-ից (2%)-ից մինչև 0.3 (30%) - միջին, 0.02-ից պակաս (2%) - թույլ էլեկտրոլիտներ:
Ուժեղ էլեկտրոլիտներ - քիմիական միացություններ, որի մոլեկուլները նոսր լուծույթներում գրեթե ամբողջությամբ տարանջատված են իոնների։ Ուժեղ էլեկտրոլիտի լուծույթում լուծված նյութը հայտնաբերվում է հիմնականում իոնների (կատիոնների և անիոնների) տեսքով. չդիսոցացված մոլեկուլները գործնականում բացակայում են: Նման էլեկտրոլիտների տարանջատման աստիճանը մոտ է 1-ին: Ուժեղ էլեկտրոլիտները ներառում են.
1) թթուներ (H 2 SO 4, HCl, HNO 3, HBr, HI, HClO 4, HMnO 4);
2) հիմքեր՝ հիմնական ենթախմբի (ալկալիներ) առաջին խմբի մետաղների հիդրօքսիդներ՝ LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, ինչպես նաև հողալկալիական մետաղների հիդրօքսիդներ՝ Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2;.
3) ջրում լուծվող աղեր (տես լուծելիության աղյուսակը).
Միջին ուժի էլեկտրոլիտները ներառում են H 3 PO 4, HF և այլն:
Թույլ էլեկտրոլիտները շատ փոքր չափով տարանջատվում են իոնների մեջ, լուծույթներում դրանք հիմնականում գտնվում են չդիսոցացված վիճակում (մոլեկուլային տեսքով)։ Թույլ էլեկտրոլիտները ներառում են.
1) անօրգանական թթուներ (H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, H 2 SO 3, HCN, H 2 SiO 3, HCNS, HClO, HClO 2, HBrO, H 3 BO 3 և այլն);
2) ամոնիումի հիդրօքսիդ (NH 4 OH);
3) ջուր H 2 O;
4) որոշ մետաղների չլուծվող և քիչ լուծվող աղեր և հիդրօքսիդներ (տես լուծելիության աղյուսակը).
5) օրգանական թթուների մեծ մասը (օրինակ՝ քացախային CH 3 COOH, ձևային HCOOH):
Թույլ էլեկտրոլիտների համար հավասարակշռություն է հաստատվում չտարանջատված մոլեկուլների և իոնների միջև։
CH3COOH 
H + + CH 3 COO -
Կայուն հավասարակշռության դեպքում՝ հիմնված զանգվածային գործողության օրենքի վրա
Կ տարանջատման հաստատունը ցույց է տալիս մոլեկուլների ուժը տվյալ լուծույթում. որքան ցածր է K-ն, այնքան թույլ է դիսոցվում էլեկտրոլիտը և այնքան կայուն է նրա մոլեկուլները:
Դիսոցացիայի հաստատունը կապված է կախվածության աստիճանի հետ
,
(2)
որտեղ – α-ն դիսոցման աստիճանն է.
c-ն լուծույթում էլեկտրոլիտի մոլային կոնցենտրացիան է՝ մոլ/լ։
Եթե α դիսոցման աստիճանը շատ փոքր է, ապա այն կարելի է անտեսել, ապա
K= 
կամ α= 
(4)
Կախվածությունը (4) Վ. Օստվալդի նոսրացման օրենքի մաթեմատիկական արտահայտությունն է։
Թույլ էլեկտրոլիտների լուծույթների վարքագիծը նկարագրված է Օստվալդի օրենքով, իսկ ուժեղ էլեկտրոլիտների նոսր լուծույթները՝ Դեբայ-Հյուկելի կողմից (5).
K= 
,
(5)
որտեղ կոնցենտրացիան (գ) փոխարինվում է ակտիվությամբ (ա), որն առավել ճշգրիտ բնութագրում է ուժեղ էլեկտրոլիտների վարքը: Ակտիվության գործակիցները կախված են լուծիչի և լուծվող նյութի բնույթից, լուծույթի կոնցենտրացիայից, ինչպես նաև ջերմաստիճանից։
Ակտիվությունը կապված է կենտրոնացման հետ հետևյալ հարաբերություններով.
(6)
որտեղ γ-ը ակտիվության գործակիցն է, որը պաշտոնապես հաշվի է առնում տվյալ լուծույթում մասնիկների փոխազդեցության բոլոր տեսակները, ինչը հանգեցնում է իդեալական լուծումների հատկություններից շեղման։
Տարբեր էլեկտրոլիտների տարանջատում
Համաձայն էլեկտրոլիտիկ դիսոցման տեսության՝ թթուն էլեկտրոլիտ է, որը տարանջատվում է H + իոնների և թթվային մնացորդի առաջացման հետ։
HNO3 
H + + NO 3 -
H2SO4 
2H + + SO 4 2-
Էլեկտրոլիտը, որը տարանջատվում է՝ առաջացնելով հիդրօքսիդի իոններ OH, կոչվում է հիմք: Օրինակ, նատրիումի հիդրօքսիդը տարանջատվում է ըստ սխեմայի.
NaOH 
Na++OH-
Պոլիբազային թթուները, ինչպես նաև բազմավալենտ մետաղների հիմքերը, տարանջատվում են աստիճաններով, օրինակ.
1 փուլ H 2 CO 3 
H + + HCO 3 -
2 փուլ HCO 3 – 
H + + CO 3 2–
Դիսոցացիան առաջին քայլում բնութագրվում է դիսոցման հաստատունով K 1 = 4.3 10 -7
Երկրորդ քայլում դիսոցումը բնութագրվում է դիսոցման հաստատունով K 2 = 5.6 10 -11
Ընդհանուր հավասարակշռություն
H2CO3 
2H + + CO 3 2-
Ընդհանուր հավասարակշռության հաստատուն
Բազմվալենտ հիմքերի փուլային տարանջատում
1 քայլ Cu(OH) 2 
+ +OH-
2 քայլ + 
Cu 2+ + OH -
Քայլական տարանջատման համար միշտ K 1 >K 2 >K 3 >..., քանի որ էներգիան, որը պետք է ծախսվի իոնը անջատելու համար, նվազագույն է, երբ այն անջատվում է չեզոք մոլեկուլից։
Էլեկտրոլիտները կոչվում են ամֆոտերիկ, եթե դրանք տարանջատվում են որպես թթու և որպես հիմք, օրինակ՝ ցինկի հիդրօքսիդ.
2H++2- 
Zn(OH) 2 + 2H 2 O 
+2OH-
Ամֆոտերային էլեկտրոլիտները ներառում են ալյումինի հիդրօքսիդ Al (OH) 3, կապարի Pb (OH) 2, անագ Sn (OH) 2 և այլն:
Ջրում լուծվող միջին (նորմալ) աղերը տարանջատվում են դրական լիցքավորված մետաղական իոնների և թթվային մնացորդի բացասական լիցքավորված իոնների առաջացման հետ
Ca(NO 3) 2 
Ca 2+ + 2NO 3 -
Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–
Թթվային աղեր (հիդրոաղեր) - անիոնում ջրածին պարունակող էլեկտրոլիտներ, որոնք կարող են պառակտվել H + ջրածնի իոնի տեսքով: Թթվային աղերի տարանջատումը տեղի է ունենում փուլերով, օրինակ.
1 փուլ KHCO 3 
K + + HCO 3 -
2 փուլ HCO 3 – 
H + + CO 3 2–
Երկրորդ փուլում էլեկտրոլիտիկ տարանջատման աստիճանը շատ փոքր է, ուստի թթվային աղի լուծույթը պարունակում է միայն փոքր քանակությամբ ջրածնի իոններ։
Հիմնական աղերը (հիդրօքսի աղերը) էլեկտրոլիտներ են, որոնք պարունակում են մեկ կամ մի քանի հիդրոքսո խմբեր՝ կատիոնում:Հիմնական աղերը տարանջատվում են հիմնային և թթվային մնացորդների առաջացման հետ: Օրինակ:
1 փուլ FeOHCl 2 
2+ + 2Cl –
2-րդ քայլ 2+ 
Fe 3+ + OH -
Կրկնակի աղերը տարանջատվում են մետաղի կատիոնների և անիոնների
KAl (SO 4) 2 
K + + Al 3+ + 2SO 4 2-
Բարդ աղերը տարանջատվում են՝ առաջացնելով բարդ իոն
Կ 3 
3K++3-
Փոխանակման ռեակցիաներ էլեկտրոլիտային լուծույթներում
Լուծման մեջ էլեկտրոլիտների միջև փոխանակման ռեակցիաները գնում են իոնային կապի և վատ լուծվող, գազային նյութերի կամ թույլ էլեկտրոլիտների ձևավորման ուղղությամբ: Իոնային-մոլեկուլային կամ պարզապես իոնային հավասարումներփոխանակման ռեակցիաները արտացոլում են լուծույթում էլեկտրոլիտի վիճակը: Այս հավասարումներում ուժեղ լուծվող էլեկտրոլիտները գրվում են իրենց բաղկացուցիչ իոնների տեսքով, իսկ թույլ էլեկտրոլիտները, վատ լուծվող և գազային նյութերը պայմանականորեն գրվում են մոլեկուլային ձևով, անկախ նրանից՝ դրանք նախնական ռեակտիվներ են կամ ռեակցիայի արտադրանք։ Իոն-մոլեկուլային հավասարման մեջ նույն իոնները բացառված են նրա երկու մասերից։ Իոն-մոլեկուլային հավասարումներ կազմելիս պետք է հիշել, որ հավասարման ձախ կողմի լիցքերի գումարը պետք է հավասար լինի հավասարման աջ կողմի լիցքերի գումարին։ Հավասարումներ կազմելիս տես աղյուսակը: 1.2 դիմում.
Օրինակ՝ գրի՛ր Cu (NO 3) 2 և Na 2 S նյութի իոն-մոլեկուլային ռեակցիայի հավասարումները։
Ռեակցիայի հավասարումը մոլեկուլային ձևով.
Сu (NO 3) 2 + Na 2 S \u003d СuS 
+2 NaNO3
Էլեկտրոլիտների փոխազդեցության արդյունքում առաջանում է CuS-ի նստվածք։
Իոնային մոլեկուլային հավասարում
Cu 2+ + 2NO 3 - + 2Na + + S 2- = CuS 
+2Na + + 2NO 3 -
Վերացնելով նույն իոնները Na + և NO 3 հավասարման երկու մասերից, մենք ստանում ենք կրճատված իոն-մոլեկուլային ռեակցիայի հավասարում.
Cu 2+ + S 2- = CuS 
Ջրի տարանջատում
Ջուրը թույլ էլեկտրոլիտ է և փոքր չափով տարանջատվում է իոնների։
Հ 2 Օ 
H + + OH -
K= 
կամ = K = K ին
K-ն \u003d 10 -14-ում կոչվում է ջրի իոնային արտադրանք և հաստատուն արժեք է: Մաքուր ջրի համար 25 0 C ջերմաստիճանում H + և OH - իոնների կոնցենտրացիաները հավասար են միմյանց և հավասար են 10 -7 մոլ / լ, հետևաբար · = 10 -14:
Չեզոք լուծումների համար =10 -7, համար թթվային լուծույթներ>10 -7, իսկ ալկալայինի համար<10 -7 . Но какова бы ни была реакция раствора, произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов остается постоянным. Если концентрация ионов водорода равна 10 -4 , то концентриция гидроксид-ионов равна:
\u003d / 10 -4 \u003d 10 -10 մոլ / լ:
Գործնականում լուծույթի թթվայնությունը կամ ալկալայնությունը արտահայտվում է ավելի հարմար եղանակով՝ օգտագործելով pH կամ pOH։
pH =– lg;
рОН \u003d - lg [OH - ]
Օրինակ, եթե = 10 -3 մոլ/լ, ապա pH =– lg = 3; եթե \u003d 10 -8 մոլ / լ, ապա pH \u003d - lg \u003d 8: Չեզոք միջավայրում, pH \u003d 7, թթվային միջավայրում, pH< 7, в щелочной среде рН >7.
Մոտավորապես լուծույթի ռեակցիան կարելի է որոշել՝ օգտագործելով ցուցիչներ կոչվող հատուկ նյութեր, որոնց գույնը կփոխվի՝ կախված ջրածնի իոնների կոնցենտրացիայից։
ԱՆՎՏԱՆԳՈՒԹՅԱՆ ՊԱՀԱՆՋՆԵՐ
1. Տհաճ հոտով և թունավոր նյութերով փորձերը պետք է կատարվեն գոլորշի սարքի մեջ:
2. Ստացված գազը հոտով ճանաչելիս շիթը նավից ձեռքի շարժումներով ուղղեք դեպի ձեզ:
3. Փորձը կատարելիս անհրաժեշտ է ապահովել, որ ռեագենտները չհայտնվեն դեմքին, հագուստին, մոտակա ընկերոջը։
Հեղուկները, հատկապես թթուները և ալկալիները տաքացնելիս փորձանոթը պահեք բացվածքը ձեզանից հեռու:
Ծծմբաթթուն նոսրացնելիս թթունին ջուր չի կարելի ավելացնել, անհրաժեշտ է թթուն զգուշորեն, փոքր չափաբաժիններով լցնել սառը ջրի մեջ՝ խառնելով լուծույթը։
Ռեակտիվների բոլոր շշերը պետք է փակվեն համապատասխան խցաններով:
Աշխատանքից հետո մնացած ռեակտիվները չպետք է լցնել կամ լցնել ռեակցիոն շշերի մեջ (աղտոտումից խուսափելու համար):
ԱՇԽԱՏԱՆՔԱՅԻՆ ԿԱՐԳԸ
Վարժություն 1.Ցուցանիշների գույնի փոփոխություն չեզոք, թթվային և ալկալային միջավայրում:
Ռեակտիվներ և սարքավորումներ՝ լակմուս; մեթիլ նարնջագույն; ֆենոլֆտալեին; լուծում աղաթթվի HCl, 0.1n; NaOH հիդրօքսիդի լուծույթ, 0.1N; փորձարկման խողովակներ.
1. Երեք փորձանոթների մեջ լցնել 1-2 մլ թորած ջուր և ավելացնել ցուցիչներ՝ լակմուս, մեթիլ նարինջ, ֆենոլֆթալեին։ Ուշադրություն դարձրեք դրանց գույնին:
2. Երեք փորձանոթների մեջ լցնել 1-2 մլ 0,1 աղաթթվի լուծույթ և ավելացնել նույն ցուցանիշները։ Դիտեք ցուցիչների գունային փոփոխությունը ջրի մեջ դրանց գույնի համեմատ:
3. Լցնել նատրիումի հիդրօքսիդի 0.1N լուծույթը երեք փորձանոթների մեջ՝ յուրաքանչյուրը 1-2 մլ, և ավելացնել նույն ցուցանիշները: Դիտեք ցուցիչների գունային փոփոխությունը ջրի մեջ դրանց գույնի համեմատ:
Դիտարկման արդյունքները գրանցեք աղյուսակի տեսքով.
Առաջադրանք 2.Հիմքի հարաբերական ուժը
Ռեակտիվներ և սարքավորումներ. կալցիումի քլորիդի լուծույթ CaCl 2, 2n; NaOH հիդրօքսիդի լուծույթ, 2n; ամոնիումի հիդրօքսիդի լուծույթ NH 4 OH, 2n; փորձարկման խողովակներ.
Երկու փորձանոթի մեջ լցնել 1-2 մլ կալցիումի քլորիդ, առաջին խողովակին ավելացնել ամոնիումի հիդրօքսիդի լուծույթ, երկրորդ խողովակին՝ նույնքան նատրիումի հիդրօքսիդի լուծույթ։
Գրանցեք ձեր դիտարկումները: Եզրակացություն արեք այս հիմքերի դիսոցացման աստիճանի մասին։
Առաջադրանք 3.Փոխանակման ռեակցիաներ էլեկտրոլիտային լուծույթների միջև
Ռեակտիվներ և սարքավորումներ՝ երկաթի քլորիդի FeCl 3 լուծույթ, 0.1n; պղնձի սուլֆատի լուծույթ CuSO 4, 0.1n; նատրիումի կարբոնատի լուծույթ Na 2 CO 3, 0.1N; NaOH հիդրօքսիդի լուծույթ, 0.1N; աղաթթվի HCl լուծույթ, 0.1N; բարիումի քլորիդի լուծույթ BaCl 2, 0.1N; նատրիումի սուլֆատի լուծույթ Na 2 SO 4, 0.1n; լուծույթ կալիումի hexacyanoferrate (II) K 4, 0.1N; փորձարկման խողովակներ.
ա) չլուծվող նյութերի (նստվածքի) առաջացման հետ կապված ռեակցիաներ.
Առաջին փորձանոթի մեջ լցնել 1-2 մլ երկաթի քլորիդ FeCl 3 և երկրորդ փորձանոթում ավելացնել նույն ծավալով նատրիումի հիդրօքսիդ NaOH, 1-2 մլ BaCl 2 և նույն ծավալով նատրիումի սուլֆատ Na 2 SO 4:
Գրի՛ր ընթացող ռեակցիաների հավասարումները մոլեկուլային, իոնային և կրճատ իոնային ձևերով:
բ) Գազերի առաջացման հետ կապված ռեակցիաներ.
Փորձանոթի մեջ լցնել 1-2 մլ նատրիումի կարբոնատի լուծույթ Na 2 CO 3 և ավելացնել նույն ծավալով աղաթթվի HCl լուծույթ։
Դուրս գրի՛ր դիտարկումները (նշի՛ր գազի գույնն ու հոտը): Անվանեք ստացված գազային նյութը:
Գրի՛ր ընթացող ռեակցիաների հավասարումները մոլեկուլային, իոնային և կրճատ իոնային ձևերով:
գ) Ցածր տարանջատող նյութերի առաջացմամբ ընթացող ռեակցիաներ.
Լցնել առաջին փորձանոթի մեջ՝ 1-2 մլ NaOH հիդրօքսիդի լուծույթ և ավելացնել նույն ծավալով աղաթթվի HCl լուծույթ, երկրորդ փորձանոթի մեջ՝ 1-2 մլ պղնձի սուլֆատի CuSO 4 լուծույթ ավելացնել նույն ծավալով կալիումի հեքսացիանոֆերատ ( II) K 4 լուծույթ.
Գրեք դիտարկումները (նշեք պղնձի հեքսացիանոֆերատի բարդ աղի առաջացած նստվածքի գույնը):
Գրի՛ր ընթացող ռեակցիաների հավասարումները մոլեկուլային, իոնային և կրճատ իոնային ձևերով:
Առաջադրանք 4.Տարբերությունը կրկնակի և բարդ աղի միջև
Ռեակտիվներ և սարքավորումներ՝ երկաթի քլորիդի FeCl 3 լուծույթ, 0.1n; կալիումի թիոցիանատի լուծույթ KSCN, 0.1N; լուծույթ երկաթ-ամոնիակ շիբ NH 4 Fe(SO 4) 2, 0.1n; երկաթ-ցիանիդ կալիումի K 3 լուծույթ; 0.1n; փորձարկման խողովակներ.
1. Լցնել երկաթի քլորիդի FeCl 3 լուծույթը փորձանոթի մեջ, ապա ավելացնել մի քիչ կալիումի թիոցիանատ KSCN: Գրանցեք ձեր դիտարկումները:
Գրի՛ր ընթացող ռեակցիաների հավասարումները մոլեկուլային, իոնային և կրճատ իոնային ձևերով: SCN իոնը - Fe 3+ իոնի համար բնորոշ ռեագենտ է, երբ դրանք փոխազդում են, ստացվում է ռոդանի երկաթ Fe (SCN) 3՝ թույլ տարանջատվող արյան կարմիր աղ:
2. Մի փորձանոթի մեջ լցնել երկաթ-ամոնիումի շիբի NH 4 Fe (SO 4) 2 լուծույթ, մյուսի մեջ՝ կալիումի երկաթ-ցիանիդ K 3 լուծույթ և յուրաքանչյուրի մեջ լցնել կալիումի թիոցիանատի KSCN մի փոքր լուծույթ:
Գրի՛ր ընթացող ռեակցիաների հավասարումները մոլեկուլային, իոնային և կրճատ իոնային ձևերով:
Գրանցեք ձեր դիտարկումները: Ո՞ր միացության մեջ է գտնվում երկաթի իոնը. Ո՞ր միացության մեջ է այս իոնը կապված որպես բարդ իոն:
Առաջադրանք 5. Իոնային հավասարակշռության տեղաշարժ, երբ նույն անունով իոն ներմուծվում է լուծույթ
NH 4 OH - թույլ հիմք, տարանջատվելով ըստ հավասարման.
NH 4 OH 
NH 4 + + OH -
NH 4 Cl - դիսոցվում է լուծույթում ըստ հավասարման
NH4Cl 
NH 4 + + Cl
Ռեակտիվներ և սարքավորումներ՝ 0.1 մ ամոնիումի հիդրօքսիդի լուծույթ NH 4 OH, 0.1n; ֆենոլֆթալեին, բյուրեղային ամոնիումի քլորիդ NH 4 Cl; փորձարկման խողովակներ.
NH 4 OH լուծույթով փորձանոթի մեջ ավելացնել 2-3 կաթիլ ֆենոլֆթալեին, որը OH- խմբի ցուցիչ է, խառնել և լուծույթը լցնել երկու փորձանոթների մեջ. համեմատության համար թողնել մեկ փորձանոթ, ավելացնել մի պտղունց: բյուրեղային NH 4 Cl-ից մինչև երկրորդը - նկատվում է լուծույթի գույնի թուլացում:
Լուծույթի բոսորագույն գույնի թուլացումը բացատրվում է նրանով, որ երբ ամոնիումի քլորիդը ներմուծվում է լուծույթ, NH 4 + իոնի կոնցենտրացիան մեծանում է, ինչը հավասարակշռությունը տեղափոխում է ձախ կողմ, և դա հանգեցնում է նվազմանը։ OH իոնների կոնցենտրացիան լուծույթում.
