Το ανθρακικό οξύ εμφανίζεται ως αποτέλεσμα της αποσύνθεσης διοξείδιο του άνθρακασε υδάτινο περιβάλλον. Αυτή η ουσία είναι τεχνητά κορεσμένη μεταλλικό νερό. Ο τύπος του ανθρακικού οξέος είναι H2CO3. Επομένως, όταν ανοίγετε ένα μπουκάλι ανθρακούχου νερού, μπορείτε να δείτε ενεργές φυσαλίδες. Η κύρια παραγωγή ανθρακικού οξέος γίνεται στο νερό.

Η εξίσωση

CO2 (g) + H2O CO2. H2O (διάλυμα) H2CO3 H+ + HCO3- 2H+ + CO32-.

Το ίδιο το ανθρακικό οξύ είναι μια αδύναμη, εύθραυστη ένωση που δεν μπορεί να απομονωθεί από το νερό σε ελεύθερη κατάσταση.

Αξίζει όμως να σημειωθεί το γεγονός ότι κατά την αποσύνθεση του διττανθρακικού αμμωνίου σχηματίζονται σταθερές ενώσεις ανθρακικού οξέος. Τόσο δυνατός χημικοί δεσμοίσχηματίζονται μόνο κατά την περίοδο που το διττανθρακικό αμμώνιο εισέρχεται στην αέρια φάση της αντίδρασης.

Η ουσία είναι ένα ενδιαφέρον αντικείμενο προς μελέτη. Αυστραλοί επιστήμονες το μελετούν για περισσότερα από 6 χρόνια. Στην άνυδρη κατάσταση, αυτό το οξύ μοιάζει με διαφανείς κρυστάλλους που είναι εξαιρετικά ανθεκτικοί χαμηλές θερμοκρασίες, αλλά όταν θερμαίνονται, οι κρύσταλλοι ανθρακικού οξέος αρχίζουν να αποσυντίθενται.

Αυτή η ουσία θεωρείται αδύναμη στη δομή της, αλλά ταυτόχρονα, το ανθρακικό οξύ είναι ισχυρότερο από το βορικό οξύ. Όλο το μυστικό βρίσκεται στον αριθμό των ατόμων υδρογόνου. Το ανθρακικό οξύ περιέχει δύο άτομα υδρογόνου, επομένως θεωρείται διβασικό, ενώ το βορικό οξύ είναι μονοβασικό.

Χαρακτηριστικά των αλάτων ανθρακικού οξέος

Αυτό το οξύ θεωρείται διβασικό, επομένως μπορεί να δημιουργήσει δύο τύπους αλάτων:

• . ανθρακικά ανθρακικά άλατα - μέτρια άλατα,
• . τα υδρογονανθρακικά είναι όξινα άλατα.

Τα ανθρακικά άλατα του ανθρακικού οξέος μπορούν να δράσουν ως ενώσεις: Na2СO3, (NH4)2CO3. Δεν είναι σε θέση να διαλυθούν σε υδατικό περιβάλλον. Τα όξινα άλατα αυτής της ουσίας περιλαμβάνουν: διττανθρακικά NaHC03, Ca(HCO3)2. Για τη λήψη υδρογονανθρακικών, πραγματοποιείται μια αντίδραση στην οποία οι κύριες ουσίες είναι το ανθρακικό οξύ και το νάτριο.

Τα άλατα ανθρακικού οξέος έχουν βοηθήσει την ανθρωπότητα στις κατασκευές, στην ιατρική, ακόμη και στη μαγειρική. Επειδή βρίσκονται σε:

• . κιμωλία,
• . μαγειρική σόδα, σόδα και κρυσταλλική σόδα,
• . ασβεστόλιθος βράχος,
• . μαρμάρινη πέτρα,
• . ποτάσσα.

Τα διττανθρακικά και τα όξινα ανθρακικά μπορούν να αντιδράσουν με οξέα και κατά τη διάρκεια αυτών των αντιδράσεων μπορεί να απελευθερωθεί διοξείδιο του άνθρακα. Επίσης, αυτές οι ουσίες μπορούν να είναι εναλλάξιμες, μπορούν να αποσυντεθούν υπό την επίδραση της θερμοκρασίας.

Αντιδράσεις ανθρακικού οξέος:

2NaHCO3 → Na2CO3 +H2O +CO2
Na2CO3 + H2O + CO2 →2NaHCO3

Χημικές ιδιότητες

Λόγω της δομής του, αυτό το οξύ είναι ικανό να αντιδρά με πολλές ουσίες.

Οι ιδιότητες του ανθρακικού οξέος αποκαλύπτονται στις αντιδράσεις:

• . διάσταση,
• . με μέταλλα,
• . με λόγους
• . με βασικά οξείδια.

Na2O + CO2 → Na2CO3
2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O
NaOH + CO2 → NaHC03

Το ανθρακικό οξύ είναι ένας ασθενής ηλεκτρολύτης, καθώς ένα ασθενές πτητικό οξύ δεν μπορεί να λειτουργήσει ως ισχυρός ηλεκτρολύτης, σε αντίθεση, για παράδειγμα, με το υδροχλωρικό οξύ. Αυτό το γεγονός μπορεί να φανεί με την προσθήκη λίθου σε διάλυμα ανθρακικού οξέος. Θα υπάρξει μικρή αλλαγή χρώματος. Επομένως, μπορεί να υποστηριχθεί ότι το ανθρακικό οξύ μπορεί να διατηρήσει 1 επίπεδο διάστασης.

Εφαρμογή

Αυτή η ουσία μπορεί να παρατηρηθεί σε ανθρακούχα νερά. Αλλά τα άλατα ανθρακικού οξέος χρησιμοποιούνται ευρέως:

• . για τον κατασκευαστικό κλάδο,
• . στη διαδικασία παραγωγής γυαλιού,
• . στη διαδικασία παραγωγής απορρυπαντικών και προϊόντων καθαρισμού,
• . παραγωγή χαρτιού,
• . για ορισμένες φυτικές τροφές και λιπάσματα,
• . στην ιατρική.

Η εγχώρια και η παγκόσμια αγορά προσφέρουν προς πώληση διάφορα φάρμακα και χημικές ουσίες που περιέχουν ανθρακικό οξύ:

• . ουρία ή καρβαμίδιο,
• . άλας ανθρακικού οξέος λιθίου,
• . ανθρακικό ασβέστιο (κιμωλία),
• . ανθρακικό νάτριο κ.λπ.

Η ουρία χρησιμοποιείται ως λίπασμα για φρούτα και καλλωπιστικά φυτά. Η μέση τιμή του είναι 30-40 ρούβλια ανά 1 κιλό. Τα τελικά προϊόντα συσκευάζονται σε πλαστικές σακούλες και σακούλες βάρους 1, 5, 25, 50 kg.

Το άλας λιθίου του ανθρακικού οξέος χρησιμοποιείται στη σύνθεση κεραμικών προϊόντων και υαλοκεραμικών. Αυτό το υλικό χρησιμοποιείται για την παραγωγή θαλάμων καύσης για κινητήρες τζετ και προστίθεται σε υαλοπίνακες, σμάλτα και αστάρια για διάφορα μέταλλα. Το άλας λιθίου προστίθεται σε αστάρια για την επεξεργασία αλουμινίου, χυτοσιδήρου και χάλυβα.

Αυτή η χημική ουσία προστίθεται κατά τη διαδικασία τήξης του γυαλιού. Τα ποτήρια στα οποία έχει προστεθεί άλας λιθίου έχουν αυξημένη διαπερατότητα στο φως. Μερικές φορές χρησιμοποιείται ανθρακικό οξύ λιθίου για την παραγωγή πυροτεχνικών ειδών.

Κατασκευαστές

Η μέση τιμή 1 kg μιας τέτοιας ουσίας στη Ρωσία είναι 3900-4000 ρούβλια. Το κύριο εργοστάσιο παραγωγής αυτής της ουσίας θεωρείται το εργοστάσιο της Component-Reaktiv LLC στη Μόσχα. Επίσης, άλας λιθίου ανθρακικού οξέος παράγεται στις ακόλουθες εταιρείες: LLC KurskKhimProm, LLC VitaKhim, LLC Ruskhim, CJSC Khimpek.

Η κιμωλία παράγεται για τεχνικούς σκοπούς και για ζωοτροφές. Η μέση τιμή της κιμωλίας τροφοδοσίας είναι 1800 ρούβλια ανά 1 τόνο. Συσκευάζεται κυρίως σε 50 κιλά, 32 κιλά. Κατασκευαστές: Melovik LLC, MT Resurs LLC, Zoovetsnab LLC, Agrokhiminvest LLC.

Η σόδα χρησιμοποιείται για πλύσιμο, αφαίρεση λεκέδων και λεύκανση. Η μέση τιμή για αυτό το προϊόν στη λιανική αγορά κυμαίνεται μεταξύ 16-30 ρούβλια ανά 1 κιλό. Κατασκευαστές: Novera LLC, KhimReaktiv LLC, HimPlus LLC, SpetsBurTechnology LLC, SpetsKomplekt LLC, κ.λπ.

1. ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ

1.1. Ηλεκτρολυτική διάσταση. Βαθμός διάσπασης. Ισχύς ηλεκτρολυτών

Σύμφωνα με τη θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης, τα άλατα, τα οξέα και τα υδροξείδια, όταν διαλύονται στο νερό, αποσυντίθενται πλήρως ή εν μέρει σε ανεξάρτητα σωματίδια - ιόντα.

Η διαδικασία αποσύνθεσης μορίων ουσίας σε ιόντα υπό την επίδραση μορίων πολικών διαλυτών ονομάζεται ηλεκτρολυτική διάσταση. Οι ουσίες που διασπώνται σε ιόντα σε διαλύματα ονομάζονται ηλεκτρολύτες.Ως αποτέλεσμα, η λύση αποκτά την ικανότητα διεξαγωγής ηλεκτρική ενέργεια, επειδή κινητοί φορείς ηλεκτρικού φορτίου εμφανίζονται σε αυτό. Σύμφωνα με αυτή τη θεωρία, όταν διαλύονται στο νερό, οι ηλεκτρολύτες διασπώνται (διασπώνται) σε θετικά και αρνητικά φορτισμένα ιόντα. Τα θετικά φορτισμένα ιόντα ονομάζονται κατιόντα; Αυτά περιλαμβάνουν, για παράδειγμα, ιόντα υδρογόνου και μετάλλων. Τα αρνητικά φορτισμένα ιόντα ονομάζονται ανιόντα; Αυτά περιλαμβάνουν ιόντα όξινων υπολειμμάτων και ιόντα υδροξειδίου.

Για να χαρακτηριστεί ποσοτικά η διαδικασία διάσπασης, εισήχθη η έννοια του βαθμού διάσπασης. Ο βαθμός διάστασης ενός ηλεκτρολύτη (α) είναι ο λόγος του αριθμού των μορίων του που διασπώνται σε ιόντα σε ένα δεδομένο διάλυμα ( n ), Προς την συνολικός αριθμόςτα μόριά του σε διάλυμα (Ν), ή

α = .

Ο βαθμός ηλεκτρολυτικής διάστασης εκφράζεται συνήθως είτε σε κλάσματα μονάδας είτε ως ποσοστό.

Οι ηλεκτρολύτες με βαθμό διάστασης μεγαλύτερο από 0,3 (30%) συνήθως ονομάζονται ισχυροί, με βαθμό διάστασης από 0,03 (3%) έως 0,3 (30%) - μέτριοι, λιγότεροι από 0,03 (3%) - ασθενείς ηλεκτρολύτες. Έτσι, για ένα διάλυμα 0,1 M CH3COOH α = 0,013 (ή 1,3%). Επομένως, το οξικό οξύ είναι ένας ασθενής ηλεκτρολύτης. Ο βαθμός διάστασης δείχνει ποιο μέρος των διαλυμένων μορίων μιας ουσίας έχει διασπαστεί σε ιόντα. Ο βαθμός ηλεκτρολυτικής διάστασης ενός ηλεκτρολύτη σε υδατικά διαλύματα εξαρτάται από τη φύση του ηλεκτρολύτη, τη συγκέντρωση και τη θερμοκρασία του.

Από τη φύση τους, οι ηλεκτρολύτες μπορούν να χωριστούν σε δύο: μεγάλες ομάδες: δυνατοί και αδύναμοι. Ισχυροί ηλεκτρολύτεςδιαχωρίζονται σχεδόν πλήρως (α = 1).

Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν:

1) οξέα (H2SO4, HCl, HNO3, HBr, HI, HClO4, HMnO4);

2) βάσεις – υδροξείδια μετάλλων της πρώτης ομάδας της κύριας υποομάδας (αλκάλια) – LiOH, NaOH, ΚΟΗ, RbOH, CsOH , καθώς και υδροξείδια μετάλλων αλκαλικών γαιών – Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2;.

3) άλατα διαλυτά στο νερό (βλέπε πίνακα διαλυτότητας).

Αδύναμοι ηλεκτρολύτες διασπώνται σε ιόντα σε πολύ μικρό βαθμό σε διαλύματα βρίσκονται κυρίως σε αδιάσπαστη κατάσταση (σε μοριακή μορφή). Για αδύναμους ηλεκτρολύτες, δημιουργείται μια ισορροπία μεταξύ αδιάσπαστων μορίων και ιόντων.

Οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν:

1) ανόργανα οξέα ( H2CO3, H2S, HNO2, H2SO3, HCN, H3PO4, H2SiO3, HCNS, HClO, κ.λπ.);

2) νερό (Η2Ο);

3) υδροξείδιο αμμωνίου (ΝΗ4ΟΗ);

4) τα περισσότερα οργανικά οξέα

(για παράδειγμα, οξικό CH 3 COOH, μυρμηκικό HCOOH).

5) αδιάλυτα και ελαφρώς διαλυτά άλατα και υδροξείδια ορισμένων μετάλλων (βλέπε πίνακα διαλυτότητας).

Επεξεργάζομαι, διαδικασία ηλεκτρολυτική διάστασηαπεικονίζουν χρησιμοποιώντας χημικές εξισώσεις. Για παράδειγμα, διάσταση υδροχλωρικού οξέος (HCμεγάλο ) γράφεται ως εξής:

HCl → H + + Cl – .

Οι βάσεις διασπώνται για να σχηματίσουν μεταλλικά κατιόντα και ιόντα υδροξειδίου. Για παράδειγμα, η διάσταση του ΚΟΗ

KOH → K + + OH – .

Τα πολυβασικά οξέα, καθώς και οι βάσεις πολυσθενών μετάλλων, διαχωρίζονται σταδιακά. Για παράδειγμα,

H 2 CO 3 H + + HCO 3 – ,

HCO 3 – H + + CO 3 2– .

Η πρώτη ισορροπία - διάσταση σύμφωνα με το πρώτο βήμα - χαρακτηρίζεται από τη σταθερά

.

Για τη διάσπαση δεύτερου σταδίου:

.

Στην περίπτωση του ανθρακικού οξέος, οι σταθερές διάστασης έχουν τις ακόλουθες τιμές: κ I = 4,3× 10 -7, κ II = 5,6 × 10–11. Για σταδιακή διάσπαση πάντα κεγώ > κ II > κ III >... , επειδή η ενέργεια που πρέπει να δαπανηθεί για να διαχωριστεί ένα ιόν είναι ελάχιστη όταν αυτό διαχωρίζεται από ένα ουδέτερο μόριο.

Μέση (κανονική) άλατα, διαλυτά στο νερό, διασπώνται για να σχηματίσουν θετικά φορτισμένα μεταλλικά ιόντα και αρνητικά φορτισμένα ιόντα του υπολείμματος οξέος

Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 –

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–.

Τα όξινα άλατα (υδροάλατα) είναι ηλεκτρολύτες που περιέχουν υδρογόνο στο ανιόν, το οποίο μπορεί να διασπαστεί με τη μορφή του ιόντος υδρογόνου H +. Τα όξινα άλατα θεωρούνται ως προϊόν που λαμβάνεται από πολυβασικά οξέα στα οποία δεν αντικαθίστανται όλα τα άτομα υδρογόνου από ένα μέταλλο. Η διάσπαση των αλάτων οξέος λαμβάνει χώρα σε στάδια, για παράδειγμα:

KHCO 3 → K + + HCO 3 - (πρώτο στάδιο)

Οξέα: HCl HBr HI HClO 4 HMnO 4 H 2 SO 4 HNO 3

Βάσεις: υδροξείδια που σχηματίζονται από τα στοιχεία s 1 και τα στοιχεία s της ομάδας 11, ξεκινώντας με Ca

NaOH KOH Ca(OH) 2 Sr(OH) 2 Ba(OH) 2

Άλατα - σχεδόν τα πάντα.

Οξέααπό την άποψη της θεωρίας της διάστασης, πρόκειται για ηλεκτρολύτες που διασπώνται για να σχηματίσουν ένα κατιόν υδρογόνου και ένα ανιόν υπολείμματος οξέος. Η παρουσία κατιόντων υδρογόνου σε όξινα διαλύματα καθορίζει τους η ξινή γεύση, η ικανότητα αλλαγής του χρώματος του δείκτη, έχουν ερεθιστικό και ακόμη και φλεγμονώδες αποτέλεσμα.

Τα οξέα, ανάλογα με τη δύναμή τους, διασπώνται με διαφορετικούς τρόπους.

Τα ισχυρά οξέα διασπώνται αμέσως και μη αναστρέψιμα:

Οι ασθενείς ηλεκτρολύτες διαχωρίζονται σταδιακά και αναστρέψιμα

CH 3 COOH = CH 3 COO - + H +

H 2 CO 3 = H + + HCO 3 -

HCO 3 - = H + + CO 3 2-

Η διάσταση των ασθενών ενώσεων, ως αναστρέψιμη διαδικασία, χαρακτηρίζεται από τη σταθερά διάστασης

ΠΡΟΣ ΤΗΝ dis. CH3COOH= (CH 3 COO -)*(H +)

Το ανθρακικό οξύ, ως διβασικό οξύ, θα χαρακτηρίζεται από την παρουσία του

ΠΡΟΣ ΤΗΝ dis 1 st H 2 CO 3 = (NSO 3 -)*(H +)

ΠΡΟΣ ΤΗΝδισκ.2ος N 2 CO 3 = (CO 3 2-)*(H +)

Η σταθερά διάστασης, όπως κάθε σταθερά μιας αναστρέψιμης διαδικασίας, είναι μια σταθερή τιμή για κάθε ηλεκτρολύτη (ανάλογα με τη φύση της ουσίας) και εξαρτάται από τη θερμοκρασία του διαλύματος. Όσο χαμηλότερη είναι η σταθερά διάστασης, τόσο πιο αδύναμος είναι ο ηλεκτρολύτης. (Το K dis. είναι μια σταθερή τιμή και μπορεί να βρεθεί στον πίνακα αναφοράς)

Λόγοι -Αυτοί είναι ηλεκτρολύτες που διασπώνται για να σχηματίσουν ένα μεταλλικό κατιόν και ένα ανιόν υδροξειδίου. Οι ισχυρές βάσεις διασπώνται αμέσως και μη αναστρέψιμα:

KOH K + + OH -

Οι ασθενείς ηλεκτρολύτες διασπώνται σταδιακά και αναστρέψιμα

Mg(OH) 2 MgOH + + OH -

MgOH + Mg 2+ + OH -

Άλατα– ισχυροί ηλεκτρολύτες, επομένως σε διάλυμα άμεσα και πλήρωςαποσυντίθενται σε κατιόντα μετάλλων και ανιόντα υπολειμμάτων οξέος.

Al 2 (SO 4) 3 2Al 3+ + 3SO 4 2-

Na 3 PO 4 3Na + + PO 4 3-

Τα όξινα άλατα πρώτα διασπώνται σε ένα κατιόν μετάλλου και ένα ανιόν του υπολείμματος οξέος

NaHCO 3 Na + + HCO 3 -

Και τότε το όξινο υπόλειμμα διασπάται ως οξύ

HCO 3 - H + + CO 3 2-

Η έννοια του pH (ph)

Το νερό χρησιμοποιείται συχνότερα ως διαλύτης. Αν και το νερό είναι αδύναμος ηλεκτρολύτης, διασπάται σε διάλυμα

H 2 O = H + +OH -

Όπως κάθε αναστρέψιμη διεργασία, χαρακτηρίζεται από τη σταθερά διάσπασής της

ΠΡΟΣ ΤΗΝ dis. = (H +)*(OH -)

Έχει αποδειχθεί πειραματικά ότι από 10.000.000 μόρια μόνο ένα διασπάται σε ιόντα, επομένως, η συγκέντρωση του νερού λαμβάνεται ως σταθερή τιμή και προκύπτει η ακόλουθη έκφραση

Kdis * (H 2 O) = Kw = (H +) * (OH -) = const = 10 -14 (αυτή η τιμή ονομάζεται ιοντικό γινόμενο του νερού)

Επειδή αυτή η τιμή είναι σταθερή, χρησιμοποιείται για τον υπολογισμό της συγκέντρωσης των ιόντων H + ή OH -

Για παράδειγμα, (OH -) =10 -3 προσδιορίστε το (H +) = ?

(Η+) = K w= 10 -14 =10 -11

- (ΟΗ -) = 10 -1 (Η +) = 10 -13 ph = 13

- (ΟΗ -) = 10 -5 (Η +) = 10 -9 ph = 9

- (ΟΗ -) = 10 -7 (Η +) = 10 -7 ph = 7

- (ΟΗ -) =10 -10 (Η +) = 10 -4 ph = 4

- (ΟΗ -) = 10 -14 (Η +) = 10 0 = 1 ph = 1

Όλοι οι επόμενοι υπολογισμοί γίνονται παρόμοια με τον πρώτο. Δεν είναι βολικό να χρησιμοποιούνται κλασματικοί συμβολισμοί για συγκεντρώσεις, επομένως εισάγεται η έννοια τιμή pH (οι τιμές του δίνονται στην άκρα δεξιά στήλη)

(H +)= 10 -6 ph=6, (H +) = 10 -11 ph=11

ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ– ουσίες των οποίων τα διαλύματα ή τα τήγματα διεξάγουν ηλεκτρικό ρεύμα.

ΜΗ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ– ουσίες των οποίων τα διαλύματα ή τα τήγματα δεν μεταφέρουν ηλεκτρικό ρεύμα.

Διάσταση– αποσύνθεση ενώσεων σε ιόντα.

Βαθμός διάσπασης– η αναλογία του αριθμού των μορίων που διασπώνται σε ιόντα προς τον συνολικό αριθμό των μορίων στο διάλυμα.

ΙΣΧΥΡΟΙ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣόταν διαλύονται στο νερό, διασπώνται σχεδόν πλήρως σε ιόντα.

Όταν γράφουμε εξισώσεις για τη διάσταση ισχυρών ηλεκτρολυτών, χρησιμοποιείται ένα πρόσημο ίσου.

Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν:

· Διαλυτά άλατα ( βλέπε πίνακα διαλυτότητας);

· Πολλά ανόργανα οξέα: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( Κοίτα ηλεκτρολύτες ισχυροί σε οξέα στον πίνακα διαλυτότητας);

· Βάσεις αλκαλίων (LiOH, NaOH, KOH) και αλκαλικών γαιών (Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2) μετάλλων ( δείτε βάσεις-ισχυρούς ηλεκτρολύτες στον πίνακα διαλυτότητας).

ΑΔΥΝΑΜΟΙ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣσε υδατικά διαλύματα μόνο μερικώς (αναστρέψιμα) διασπώνται σε ιόντα.

Όταν γράφετε εξισώσεις διάστασης για ασθενείς ηλεκτρολύτες, υποδεικνύεται το πρόσημο της αναστρεψιμότητας.

Οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν:

· Σχεδόν όλα τα οργανικά οξέα και νερό (H 2 O).

· Μερικά ανόργανα οξέα: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( Κοίτα οξέα-ασθενείς ηλεκτρολύτες στον πίνακα διαλυτότητας);

· Αδιάλυτα υδροξείδια μετάλλων (Mg(OH) 2, Fe(OH) 2, Zn(OH) 2) ( κοίτα τα γήπεδα-ντοασθενείς ηλεκτρολύτες στον πίνακα διαλυτότητας).

Ο βαθμός ηλεκτρολυτικής διάστασης επηρεάζεται από διάφορους παράγοντες:

φύση του διαλύτη και ηλεκτρολύτη: οι ισχυροί ηλεκτρολύτες είναι ουσίες με ιοντικούς και ομοιοπολικούς ισχυρά πολικούς δεσμούς. καλή ιονιστική ικανότητα, δηλ. την ικανότητα πρόκλησης διάστασης ουσιών διαθέτουν διαλύτες με υψηλή διηλεκτρική σταθερά, τα μόρια των οποίων είναι πολικά (για παράδειγμα, νερό).

θερμοκρασία: δεδομένου ότι η διάσταση είναι μια ενδόθερμη διαδικασία, η αύξηση της θερμοκρασίας αυξάνει την τιμή του α.

συγκέντρωση: όταν το διάλυμα αραιώνεται, ο βαθμός διάστασης αυξάνεται και με την αύξηση της συγκέντρωσης μειώνεται.

στάδιο της διαδικασίας διάσπασης: κάθε επόμενο στάδιο είναι λιγότερο αποτελεσματικό από το προηγούμενο, περίπου 1000–10.000 φορές. για παράδειγμα, για το φωσφορικό οξύ α 1 > α 2 > α 3:

H3PO4⇄H++H2PO−4 (πρώτο στάδιο, α 1),

H2PO−4⇄H++HPO2−4 (δεύτερο στάδιο, α 2),

НPO2−4⇄Н++PO3−4 (τρίτο στάδιο, α 3).

Για το λόγο αυτό, σε ένα διάλυμα αυτού του οξέος η συγκέντρωση των ιόντων υδρογόνου είναι η υψηλότερη και η συγκέντρωση των φωσφορικών ιόντων PO3−4 είναι η χαμηλότερη.

1. Η διαλυτότητα και ο βαθμός διάστασης μιας ουσίας δεν σχετίζονται μεταξύ τους. Για παράδειγμα, το οξικό οξύ, το οποίο είναι εξαιρετικά (απεριόριστα) διαλυτό στο νερό, είναι ένας ασθενής ηλεκτρολύτης.

2. Ένα διάλυμα ασθενούς ηλεκτρολύτη περιέχει λιγότερα από άλλα εκείνα τα ιόντα που σχηματίζονται στο τελευταίο στάδιο της ηλεκτρολυτικής διάστασης

Επηρεάζεται επίσης ο βαθμός ηλεκτρολυτικής διάστασης προσθέτοντας άλλους ηλεκτρολύτες: π.χ. βαθμός διάστασης μυρμηκικού οξέος

HCOOH ⇄ HCOO − + H +

μειώνεται εάν προστεθεί λίγο μυρμηκικό νάτριο στο διάλυμα. Αυτό το άλας διασπάται για να σχηματίσει μυρμηκικά ιόντα HCOO − :

HCOONa → HCOO−+Na+

Ως αποτέλεσμα, η συγκέντρωση των ιόντων HCOO– στο διάλυμα αυξάνεται και σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, μια αύξηση στη συγκέντρωση των μυρμηκικών ιόντων μετατοπίζει την ισορροπία της διαδικασίας διάστασης του μυρμηκικού οξέος προς τα αριστερά, δηλ. ο βαθμός διάστασης μειώνεται.

Ο νόμος της αραίωσης του Ostwald- μια σχέση που εκφράζει την εξάρτηση της ισοδύναμης ηλεκτρικής αγωγιμότητας ενός αραιού διαλύματος ενός δυαδικού ασθενούς ηλεκτρολύτη από τη συγκέντρωση του διαλύματος:

Εδώ είναι η σταθερά διάστασης του ηλεκτρολύτη, είναι η συγκέντρωση και είναι οι τιμές της ισοδύναμης ηλεκτρικής αγωγιμότητας σε συγκέντρωση και σε άπειρη αραίωση, αντίστοιχα. Η σχέση είναι συνέπεια του νόμου της μαζικής δράσης και της ισότητας

πού είναι ο βαθμός διάστασης.

Ο νόμος της αραίωσης του Ostwald προήλθε από τον W. Ostwald το 1888 και τον επιβεβαίωσε επίσης πειραματικά. Η πειραματική διαπίστωση της ορθότητας του νόμου της αραίωσης του Ostwald είχε μεγάλη σημασία για την τεκμηρίωση της θεωρίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης.

Ηλεκτρολυτική διάσταση νερού. Υδρογόνο pH Το νερό είναι ένας ασθενής αμφοτερικός ηλεκτρολύτης: H2O H+ + OH- ή, ακριβέστερα: 2H2O = H3O+ + OH- Η σταθερά διάστασης του νερού στους 25°C είναι ίση με: Αυτή η τιμή της σταθεράς αντιστοιχεί στη διάσταση ενός out εκατό εκατομμυρίων μορίων νερού, επομένως η συγκέντρωση του νερού μπορεί να θεωρηθεί σταθερή και ίση με 55,55 mol/l (πυκνότητα νερού 1000 g/l, μάζα 1 l 1000 g, ποσότητα ουσίας νερού 1000 g: 18 g/mol = 55,55 mol, C = 55,55 mol: 1 l = 55 ,55 mol/l). Τότε αυτή η τιμή είναι σταθερή σε μια δεδομένη θερμοκρασία (25°C), ονομάζεται ιοντικό γινόμενο του νερού KW: Η διάσταση του νερού είναι μια ενδόθερμη διαδικασία, επομένως, με την αύξηση της θερμοκρασίας, σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, η διάσταση εντείνεται. Το ιοντικό προϊόν αυξάνεται και φτάνει σε τιμή 10-13 στους 100°C. Σε καθαρό νερό στους 25°C, οι συγκεντρώσεις ιόντων υδρογόνου και υδροξυλίου είναι ίσες μεταξύ τους: = = 10-7 mol/l Τα διαλύματα στα οποία οι συγκεντρώσεις ιόντων υδρογόνου και υδροξυλίου είναι ίσες μεταξύ τους ονομάζονται ουδέτερα. Εάν προστεθεί ένα οξύ σε καθαρό νερό, η συγκέντρωση των ιόντων υδρογόνου θα αυξηθεί και θα γίνει μεγαλύτερη από 10-7 mol/l, το μέσο θα γίνει όξινο και η συγκέντρωση των ιόντων υδροξυλίου θα αλλάξει αμέσως έτσι ώστε το ιοντικό προϊόν του νερού να διατηρείται η τιμή του είναι 10-14. Το ίδιο θα συμβεί όταν προσθέτουμε αλκάλια σε καθαρό νερό. Οι συγκεντρώσεις των ιόντων υδρογόνου και υδροξυλίου σχετίζονται μεταξύ τους μέσω του ιοντικού προϊόντος, επομένως, γνωρίζοντας τη συγκέντρωση ενός από τα ιόντα, είναι εύκολο να υπολογιστεί η συγκέντρωση του άλλου. Για παράδειγμα, εάν = 10-3 mol/l, τότε = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, ή εάν = 10-2 mol/l, τότε = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Έτσι, η συγκέντρωση ιόντων υδρογόνου ή υδροξυλίου μπορεί να χρησιμεύσει ως ποσοτικό χαρακτηριστικό της οξύτητας ή της αλκαλικότητας του μέσου. Στην πράξη, δεν χρησιμοποιούν τις συγκεντρώσεις υδρογόνου ή ιόντων υδροξυλίου, αλλά τους δείκτες pH υδρογόνου ή pH υδροξυλίου. Ο δείκτης pH του υδρογόνου είναι ίσος με τον αρνητικό δεκαδικό λογάριθμο της συγκέντρωσης των ιόντων υδρογόνου: pH = - lg Ο δείκτης υδροξυλίου pH είναι ίσος με τον αρνητικό δεκαδικό λογάριθμο της συγκέντρωσης των ιόντων υδροξυλίου: pH = - log Είναι εύκολο να φανεί με λαμβάνοντας τον λογάριθμο του ιοντικού προϊόντος του νερού που pH + pH = 14 Εάν το pH του μέσου είναι 7 - το περιβάλλον είναι ουδέτερο, εάν είναι μικρότερο από 7 είναι όξινο και όσο χαμηλότερο είναι το pH, τόσο μεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση των ιόντων υδρογόνου . pH μεγαλύτερο από 7 σημαίνει ότι το περιβάλλον είναι αλκαλικό, όσο υψηλότερο είναι το pH, τόσο μεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση των ιόντων υδροξυλίου.

, , 21 , , ,
, 25-26 , 27-28 , , 30, , , , , , , , /2003

§ 6.3. Ισχυροί και αδύναμοι ηλεκτρολύτες

Το υλικό αυτής της ενότητας είναι εν μέρει οικείο σε εσάς από μαθήματα χημείας στο σχολείο και από την προηγούμενη ενότητα. Ας αναθεωρήσουμε εν συντομία όσα γνωρίζετε και ας εξοικειωθούμε με νέο υλικό.

Στην προηγούμενη ενότητα, συζητήσαμε τη συμπεριφορά σε υδατικά διαλύματα ορισμένων αλάτων και οργανικών ουσιών που αποσυντίθενται πλήρως σε ιόντα σε ένα υδατικό διάλυμα.
Υπάρχει μια σειρά από απλά αλλά αδιαμφισβήτητα στοιχεία ότι ορισμένες ουσίες σε υδατικά διαλύματα αποσυντίθενται σε σωματίδια. Έτσι, τα υδατικά διαλύματα θειικού H2SO4, νιτρικού HNO3, χλωρικού HClO4, υδροχλωρικού (υδροχλωρικού) HCl, οξικού CH3COOH και άλλων οξέων έχουν ξινή γεύση. Στους τύπους των οξέων, το κοινό σωματίδιο είναι το άτομο υδρογόνου και μπορεί να υποτεθεί ότι αυτό (με τη μορφή ιόντος) είναι ο λόγος για την ίδια γεύση όλων αυτών των τόσο διαφορετικών ουσιών.
Τα ιόντα υδρογόνου που σχηματίζονται κατά τη διάσπαση σε υδατικό διάλυμα δίνουν στο διάλυμα μια ξινή γεύση, γι' αυτό τέτοιες ουσίες ονομάζονται οξέα. Στη φύση, μόνο τα ιόντα υδρογόνου έχουν ξινή γεύση. Δημιουργούν ένα λεγόμενο όξινο (ξινό) περιβάλλον σε υδατικό διάλυμα.

Θυμηθείτε, όταν λέτε "υδροχλωρίδιο", εννοείτε την αέρια και κρυσταλλική κατάσταση αυτής της ουσίας, αλλά για ένα υδατικό διάλυμα θα πρέπει να πείτε "διάλυμα υδροχλωρίου", "υδροχλωρικό οξύ" ή να χρησιμοποιήσετε συνηθισμένο όνομα"υδροχλωρικό οξύ", αν και η σύνθεση της ουσίας σε οποιαδήποτε κατάσταση εκφράζεται με τον ίδιο τύπο - HCl.

Τα υδατικά διαλύματα λιθίου (LiOH), νατρίου (NaOH), καλίου (KOH), βαρίου (Ba(OH)2), ασβεστίου (Ca(OH)2) και άλλων υδροξειδίων μετάλλων έχουν την ίδια δυσάρεστη πικρή γεύση και προκαλούν αίσθηση της ολίσθησης. Προφανώς, τα ιόντα ΟΗ – υδροξειδίου που περιλαμβάνονται σε τέτοιες ενώσεις είναι υπεύθυνα για αυτήν την ιδιότητα.
Το υδροχλωρικό οξύ HCl, το υδροβρωμικό HBr και το υδροϊωδικό οξύ HI αντιδρούν με τον ψευδάργυρο με τον ίδιο τρόπο, παρά τη διαφορετική σύστασή τους, αφού στην πραγματικότητα δεν είναι το οξύ που αντιδρά με τον ψευδάργυρο:

Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H2,

και ιόντα υδρογόνου:

Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2,

και σχηματίζονται αέριο υδρογόνο και ιόντα ψευδαργύρου.
Η ανάμειξη ορισμένων διαλυμάτων αλατιού, για παράδειγμα, χλωριούχου καλίου KCl και νιτρικού νατρίου NaNO 3, δεν συνοδεύεται από αισθητή θερμική επίδραση, αν και μετά την εξάτμιση του διαλύματος σχηματίζεται ένα μείγμα κρυστάλλων τεσσάρων ουσιών: οι αρχικοί - χλωριούχο κάλιο και νάτριο νιτρικό - και νέα - νιτρικό κάλιο KNO 3 και χλωριούχο νάτριο NaCl . Μπορεί να υποτεθεί ότι στο διάλυμα τα δύο αρχικά άλατα αποσυντίθενται πλήρως σε ιόντα, τα οποία, όταν εξατμίζονται, σχηματίζουν τέσσερις κρυσταλλικές ουσίες:

Συγκρίνοντας αυτές τις πληροφορίες με την ηλεκτρική αγωγιμότητα των υδατικών διαλυμάτων οξέων, υδροξειδίων και αλάτων και με μια σειρά άλλων διατάξεων, ο S.A. Arrhenius το 1887 πρότεινε την υπόθεση της ηλεκτρολυτικής διάστασης, σύμφωνα με την οποία μόρια οξέων, υδροξειδίων και αλάτων, όταν διαλύονται σε νερό, διασπώνται σε ιόντα.
Η μελέτη των προϊόντων ηλεκτρόλυσης επιτρέπει σε κάποιον να αποδώσει θετικά ή αρνητικά φορτία σε ιόντα. Προφανώς, εάν ένα οξύ, για παράδειγμα νιτρικό HNO 3, διασπαστεί, ας πούμε, σε δύο ιόντα και, κατά την ηλεκτρόλυση ενός υδατικού διαλύματος, απελευθερώνεται υδρογόνο στην κάθοδο (αρνητικά φορτισμένο ηλεκτρόδιο), τότε, κατά συνέπεια, υπάρχει θετικά φορτισμένο υδρογόνο ιόντων H + στο διάλυμα. Τότε η εξίσωση διάστασης πρέπει να γραφτεί ως εξής:

НNO 3 = Н + + .

Ηλεκτρολυτική διάσταση– πλήρης ή μερική διάσπαση μιας ένωσης όταν διαλύεται σε νερό σε ιόντα ως αποτέλεσμα αλληλεπίδρασης με ένα μόριο νερού (ή άλλου διαλύτη).
Ηλεκτρολύτες– οξέα, βάσεις ή άλατα, υδατικά διαλύματα των οποίων μεταφέρουν ηλεκτρικό ρεύμα ως αποτέλεσμα διάστασης.
Οι ουσίες που δεν διασπώνται σε ιόντα σε ένα υδατικό διάλυμα και των οποίων τα διαλύματα δεν μεταφέρουν ηλεκτρικό ρεύμα ονομάζονται μη ηλεκτρολύτες.
Η διάσταση των ηλεκτρολυτών χαρακτηρίζεται ποσοτικά βαθμός διάστασης– ο λόγος του αριθμού των «μορίων» (μονάδες τύπου) που διασπώνται σε ιόντα προς τον συνολικό αριθμό «μορίων» της διαλυμένης ουσίας. Ο βαθμός διάστασης υποδεικνύεται με το ελληνικό γράμμα. Για παράδειγμα, εάν από κάθε 100 «μόρια» μιας διαλυμένης ουσίας, τα 80 διασπώνται σε ιόντα, τότε ο βαθμός διάστασης της διαλυμένης ουσίας είναι ίσος με: = 80/100 = 0,8, ή 80%.
Σύμφωνα με την ικανότητά τους να διαχωρίζονται (ή, όπως λένε, "με δύναμη"), οι ηλεκτρολύτες χωρίζονται σε ισχυρός, μέση τιμήΚαι αδύναμος. Σύμφωνα με το βαθμό διάστασης, όσοι έχουν διαλύματα > 30% θεωρούνται ισχυροί αδύναμοι ηλεκτρολύτες< 3%, к средним – 3% 30%. Сила электролита – величина, зависящая от концентрации вещества, температуры, природы растворителя и др.
Στην περίπτωση των υδατικών διαλυμάτων ισχυρούς ηλεκτρολύτες(> 30%) περιλαμβάνουν τις ακόλουθες ομάδες ενώσεων.
1 . Πολλά ανόργανα οξέα, όπως υδροχλωρικό HCl, νιτρικό HNO 3, θειικό H 2 SO 4 σε αραιά διαλύματα. Το ισχυρότερο ανόργανο οξύ είναι το υπερχλωρικό HClO 4.
Η ισχύς των οξέων που δεν περιέχουν οξυγόνο αυξάνεται σε μια σειρά από παρόμοιες ενώσεις όταν μετακινούνται προς τα κάτω στην υποομάδα των στοιχείων που σχηματίζουν οξύ:

HCl – HBr – HI.

Το υδροφθορικό οξύ HF διαλύει το γυαλί, αλλά αυτό δεν δείχνει καθόλου την αντοχή του. Αυτό το οξύ που περιέχει αλογόνο χωρίς οξυγόνο ταξινομείται ως οξύ μέτριας ισχύος λόγω της υψηλής ενέργειας δεσμού H–F, της ικανότητας των μορίων HF να συνδυάζονται (συσχετίζονται) λόγω ισχυρών δεσμών υδρογόνου, της αλληλεπίδρασης των ιόντων F με το HF. μόρια (δεσμοί υδρογόνου) με το σχηματισμό ιόντων και άλλων πιο πολύπλοκων σωματιδίων. Ως αποτέλεσμα, η συγκέντρωση ιόντων υδρογόνου σε ένα υδατικό διάλυμα αυτού του οξέος μειώνεται σημαντικά, επομένως το υδροφθορικό οξύ θεωρείται μέτριας ισχύος.
Το υδροφθόριο αντιδρά με το διοξείδιο του πυριτίου, το οποίο είναι μέρος του γυαλιού, σύμφωνα με την εξίσωση:

SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O.

Το υδροφθορικό οξύ δεν πρέπει να αποθηκεύεται σε γυάλινα δοχεία. Για το σκοπό αυτό χρησιμοποιούνται δοχεία από μόλυβδο, μερικά πλαστικά και γυαλί, τα τοιχώματα των οποίων είναι επικαλυμμένα εσωτερικά με παχύ στρώμα παραφίνης. Εάν χρησιμοποιείται αέριο υδροφθόριο για να «χαράξει» γυαλί, η επιφάνεια του γυαλιού γίνεται ματ, το οποίο χρησιμοποιείται για την εφαρμογή επιγραφών και διαφόρων σχεδίων στο γυαλί. Η «χάραξη» γυαλιού με υδατικό διάλυμα υδροφθορικού οξέος οδηγεί σε διάβρωση της γυάλινης επιφάνειας, η οποία παραμένει διαφανής. Ένα διάλυμα υδροφθορικού οξέος 40% είναι συνήθως διαθέσιμο στο εμπόριο.

Η ισχύς των οξέων οξυγόνου του ίδιου τύπου αλλάζει προς την αντίθετη κατεύθυνση, για παράδειγμα, το περιοδικό οξύ HIO 4 είναι ασθενέστερο από το υπερχλωρικό οξύ HClO 4.
Εάν ένα στοιχείο σχηματίζει πολλά οξέα οξυγόνου, τότε το οξύ στο οποίο το στοιχείο σχηματισμού οξέος έχει το μεγαλύτερο σθένος έχει τη μεγαλύτερη ισχύ. Έτσι, στη σειρά των οξέων HClO (υποχλωρικό) – HClO 2 (χλωρικό) – HClO 3 (χλωρικό) – HClO 4 (χλωρικό), το τελευταίο είναι το ισχυρότερο.

Ένας όγκος νερού διαλύει περίπου δύο όγκους χλωρίου. Το χλώριο (περίπου το μισό του) αντιδρά με το νερό:

Cl 2 + H 2 O = HCl + HСlO.

Το υδροχλωρικό οξύ είναι ισχυρό, δεν υπάρχουν μόρια HCl στο υδατικό του διάλυμα. Είναι πιο σωστό να γράψετε την εξίσωση αντίδρασης ως εξής:

Cl 2 + H 2 O = H + + Cl – + HClO – 25 kJ/mol.

Το διάλυμα που προκύπτει ονομάζεται νερό χλωρίου.
Το υποχλωριώδες οξύ είναι οξειδωτικός παράγοντας ταχείας δράσης, επομένως χρησιμοποιείται για τη λεύκανση υφασμάτων.

2 . Υδροξείδια στοιχείων των κύριων υποομάδων των ομάδων I και II Περιοδικός Πίνακας: LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH) 2, κ.λπ. Κατά τη μετακίνηση προς τα κάτω στην υποομάδα, καθώς αυξάνονται οι μεταλλικές ιδιότητες του στοιχείου, αυξάνεται η ισχύς των υδροξειδίων. Τα διαλυτά υδροξείδια της κύριας υποομάδας των στοιχείων της ομάδας Ι ταξινομούνται ως αλκάλια.

Τα αλκάλια είναι βάσεις που είναι διαλυτές στο νερό. Αυτά περιλαμβάνουν επίσης υδροξείδια στοιχείων της κύριας υποομάδας της ομάδας II (μέταλλα αλκαλικών γαιών) και υδροξείδιο του αμμωνίου (υδατικό διάλυμα αμμωνίας). Μερικές φορές αλκάλια είναι εκείνα τα υδροξείδια που δημιουργούν υψηλή συγκέντρωση ιόντων υδροξειδίου σε ένα υδατικό διάλυμα. Στην απαρχαιωμένη βιβλιογραφία, μπορείτε να βρείτε μεταξύ των αλκαλίων ανθρακικό κάλιο K 2 CO 3 ( ποτάσα ) και ανθρακικό νάτριο Na 2 CO 3 (σόδα), διττανθρακικό νάτριο NaHCO 3 (μαγειρική σόδα), βόρακα Na 2 B 4 O 7, υδροθειώδη νάτριο NaHS και κάλιο KHS et al.

Το υδροξείδιο του ασβεστίου Ca(OH) 2 ως ισχυρός ηλεκτρολύτης διασπάται σε ένα βήμα:

Ca(OH) 2 = Ca 2+ + 2OH – .

3 . Σχεδόν όλα τα άλατα. Το αλάτι, εάν είναι ισχυρός ηλεκτρολύτης, διασπάται σε ένα βήμα, για παράδειγμα ο χλωριούχος σίδηρος:

FeCl 3 = Fe 3+ + 3Cl – .

Στην περίπτωση των υδατικών διαλυμάτων ασθενείς ηλεκτρολύτες ( < 3%) относят перечисленные ниже соединения.

1 . Το νερό H 2 O είναι ο πιο σημαντικός ηλεκτρολύτης.

2 . Μερικά ανόργανα και σχεδόν όλα τα οργανικά οξέα: H 2 S (υδρόθειο), H 2 SO 3 (θείο), H 2 CO 3 (ανθρακικό), HCN (υδροκυανικό), H 3 PO 4 (φωσφορικό, ορθοφωσφορικό), H 2 SiO 3 (πυρίτιο), H 3 BO 3 (βορικό, ορθοβορικό), CH 3 COOH (οξικό) κ.λπ.
Σημειώστε ότι το ανθρακικό οξύ δεν υπάρχει στον τύπο H 2 CO 3. Όταν το διοξείδιο του άνθρακα CO 2 διαλύεται στο νερό, σχηματίζεται το ένυδρο CO 2 H 2 O, το οποίο γράφουμε για ευκολία στους υπολογισμούς ως H 2 CO 3 και η εξίσωση αντίδρασης διάστασης μοιάζει με αυτό:

Η διάσταση του ασθενούς ανθρακικού οξέος γίνεται σε δύο στάδια. Το προκύπτον διττανθρακικό ιόν συμπεριφέρεται επίσης ως ασθενής ηλεκτρολύτης.
Άλλα πολυβασικά οξέα διασπώνται με τον ίδιο τρόπο: H 3 PO 4 (φωσφορικό), H 2 SiO 3 (πυρίτιο), H 3 BO 3 (βορικό). Σε ένα υδατικό διάλυμα, η διάσταση πρακτικά συμβαίνει μόνο στο πρώτο στάδιο. Πώς να πραγματοποιήσετε τη διάσπαση στο τελευταίο στάδιο;
3 . Υδροξείδια πολλών στοιχείων, για παράδειγμα Al(OH) 3, Cu(OH) 2, Fe(OH) 2, Fe(OH) 3, κ.λπ.
Όλα αυτά τα υδροξείδια διασπώνται σε ένα υδατικό διάλυμα σταδιακά, για παράδειγμα υδροξείδιο του σιδήρου
Fe(OH) 3:

Σε ένα υδατικό διάλυμα, η διάσταση συμβαίνει σχεδόν αποκλειστικά στο πρώτο στάδιο. Πώς να μετατοπίσετε την ισορροπία προς το σχηματισμό ιόντων Fe 3+;
Οι βασικές ιδιότητες των υδροξειδίων του ίδιου στοιχείου αυξάνονται με τη μείωση του σθένους του στοιχείου Έτσι, οι βασικές ιδιότητες του διυδροξειδίου του σιδήρου Fe(OH) 2 είναι πιο έντονες από εκείνες του τριυδροξειδίου Fe(OH) 3. Αυτή η δήλωση είναι ισοδύναμη με το γεγονός ότι οι όξινες ιδιότητες του Fe(OH) 3 είναι ισχυρότερες από αυτές του Fe(OH) 2.
4 . Υδροξείδιο του αμμωνίου NH 4 OH.
Όταν η αέρια αμμωνία NH 3 διαλύεται σε νερό, λαμβάνεται ένα διάλυμα που άγει τον ηλεκτρισμό πολύ άσχημα και έχει πικρή, σαπουνώδη γεύση. Το μέσο του διαλύματος είναι βασικό ή αλκαλικό Αυτή η συμπεριφορά της αμμωνίας εξηγείται ως εξής: Όταν η αμμωνία διαλύεται στο νερό, σχηματίζεται ένυδρη αμμωνία NH 3 H 2 O, στην οποία αποδίδουμε συμβατικά τον τύπο του ανύπαρκτου υδροξειδίου του αμμωνίου NH. 4 OH, λαμβάνοντας υπόψη ότι αυτή η ένωση διασπάται για να σχηματίσει ιόν αμμωνίου και ιόν υδροξειδίου OH –:

NH 4 OH = + OH – .

5 . Μερικά άλατα: χλωριούχος ψευδάργυρος ZnCl 2, θειοκυανικός σίδηρος Fe(NCS) 3, κυανιούχος υδράργυρος Hg(CN) 2, κ.λπ. Αυτά τα άλατα διασπώνται σταδιακά.

Μερικοί άνθρωποι θεωρούν ότι το φωσφορικό οξύ H 3 PO 4 είναι ηλεκτρολύτες μέσης αντοχής. Θα θεωρήσουμε το φωσφορικό οξύ έναν αδύναμο ηλεκτρολύτη και θα γράψουμε τα τρία στάδια της διάστασής του. Το θειικό οξύ σε συμπυκνωμένα διαλύματα συμπεριφέρεται ως ηλεκτρολύτης μέσης ισχύος και σε πολύ πυκνά διαλύματα συμπεριφέρεται ως αδύναμος ηλεκτρολύτης. Θα εξετάσουμε περαιτέρω θειικό οξύισχυρό ηλεκτρολύτη και γράψτε την εξίσωση της διάστασής του σε ένα βήμα.