Թույլ էլեկտրոլիտները ներառում են h2s: Ուժեղ և թույլ էլեկտրոլիտներ, դրանց բնութագրերը

Ուժեղ էլեկտրոլիտները, երբ լուծվում են ջրի մեջ, գրեթե ամբողջությամբ տարանջատվում են իոնների՝ անկախ լուծույթում դրանց կոնցենտրացիայից։

Ուստի ուժեղ էլեկտրոլիտների դիսոցման հավասարումներում օգտագործվում է հավասար նշան (=):

Ուժեղ էլեկտրոլիտները ներառում են.

Լուծվող աղեր;

Շատ անօրգանական թթուներ՝ HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

Ալկալիական մետաղներից (LiOH, NaOH, KOH և այլն) և հողալկալիական մետաղներից (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2) առաջացած հիմքերը։

Ջրային լուծույթներում թույլ էլեկտրոլիտները միայն մասնակիորեն (շրջելի) տարանջատվում են իոնների:

Ուստի թույլ էլեկտրոլիտների դիսոցման հավասարումներում օգտագործվում է հետադարձելիության նշանը (⇄):

Թույլ էլեկտրոլիտները ներառում են.

Գրեթե բոլոր օրգանական թթուները և ջուրը;

Որոշ անօրգանական թթուներ՝ H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 և այլն;

Մետաղների չլուծվող հիդրօքսիդներ՝ Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 և այլն:

Իոնային ռեակցիայի հավասարումներ

Իոնային ռեակցիայի հավասարումներ
Էլեկտրոլիտների (թթուներ, հիմքեր և աղեր) լուծույթներում քիմիական ռեակցիաները տեղի են ունենում իոնների մասնակցությամբ։ Վերջնական լուծումը կարող է մնալ թափանցիկ (արտադրանքը շատ լուծելի է ջրի մեջ), բայց արտադրանքներից մեկը կլինի թույլ էլեկտրոլիտ; այլ դեպքերում տեղի կունենա տեղումներ կամ գազի էվոլյուցիա:

Իոնների մասնակցությամբ լուծույթներում ռեակցիաների համար կազմվում է ոչ միայն մոլեկուլային հավասարումը, այլև ամբողջական իոնային և կարճ իոնային հավասարումը։
Իոնային հավասարումներում, ըստ ֆրանսիացի քիմիկոս Կ.-Լ. Ըստ Բերտոլետի (1801)՝ բոլոր ուժեղ, հեշտությամբ լուծվող էլեկտրոլիտները գրվում են իոնային բանաձևերի տեսքով, իսկ նստվածքները, գազերը և թույլ էլեկտրոլիտները՝ մոլեկուլային բանաձևերի տեսքով։ Տեղումների առաջացումը նշվում է «ներքև սլաք» (↓) նշանով, իսկ գազերի առաջացումը՝ «վերև սլաք» նշանով (): Բերտոլեի կանոնով ռեակցիայի հավասարումը գրելու օրինակ.

ա) մոլեկուլային հավասարում
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
բ) ամբողջական իոնային հավասարում
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - գազ, H2O - թույլ էլեկտրոլիտ)
գ) կարճ իոնային հավասարում
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O

Սովորաբար, գրելիս դրանք սահմանափակվում են հակիրճ իոնային հավասարմամբ՝ պինդ ռեակտիվներով նշանակված ինդեքսով (t), գազային ռեակտիվներով՝ ինդեքսով (g)։ Օրինակներ.

1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2-ը գործնականում չի լուծվում ջրում
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(լրիվ և կարճ իոնային հավասարումները նույնն են)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(թթվային աղերի մեծ մասը ջրի մեջ շատ լուծելի է):

Եթե ​​ռեակցիայի մեջ ուժեղ էլեկտրոլիտներ ներգրավված չեն, ապա հավասարման իոնային ձևը բացակայում է.

Mg(OH)2(s) + 2HF(r) = MgF2↓ + 2H2O

ՏՈՄՍ թիվ 23

Աղերի հիդրոլիզ

Աղի հիդրոլիզը ջրի հետ աղի իոնների փոխազդեցությունն է՝ փոքր-ինչ տարանջատվող մասնիկների ձևավորման համար:

Հիդրոլիզը, բառացիորեն, ջրով տարրալուծումն է։ Այս կերպ սահմանելով աղի հիդրոլիզի ռեակցիան՝ մենք ընդգծում ենք, որ լուծույթում աղերը իոնների տեսքով են, և որ ռեակցիայի շարժիչ ուժը փոքր-ինչ տարանջատվող մասնիկների առաջացումն է (լուծույթներում շատ ռեակցիաների ընդհանուր կանոն)։

Հիդրոլիզը տեղի է ունենում միայն այն դեպքերում, երբ աղի էլեկտրոլիտիկ տարանջատման արդյունքում առաջացած իոնները՝ կատիոնը, անիոնը կամ երկուսը միասին, ունակ են թույլ տարանջատվող միացություններ ստեղծել ջրի իոնների հետ, և դա, իր հերթին, տեղի է ունենում, երբ. կատիոնը խիստ բևեռացնող է (թույլ հիմքի կատիոն), իսկ անիոնը հեշտությամբ բևեռացվում է (թույլ թթվի անիոն)։ Սա փոխում է շրջակա միջավայրի pH-ը: Եթե ​​կատիոնը կազմում է ամուր հիմք, իսկ անիոնը՝ ուժեղ թթու, ապա դրանք հիդրոլիզ չեն անցնում։

1. Թույլ հիմքի և ուժեղ թթվի աղի հիդրոլիզանցնում է կատիոնով, կարող է առաջանալ թույլ հիմք կամ հիմնային աղ, և լուծույթի pH-ը կնվազի

2. Թույլ թթվի և ուժեղ հիմքի աղի հիդրոլիզանցնում է անիոնի միջով, կարող է առաջանալ թույլ թթու կամ թթվային աղ, և լուծույթի pH-ը կավելանա

3. Թույլ հիմքի և թույլ թթվի աղի հիդրոլիզսովորաբար ամբողջությամբ անցնում է թույլ թթու և թույլ հիմք ձևավորելու համար. Լուծույթի pH-ը փոքր-ինչ տարբերվում է 7-ից և որոշվում է թթվի և հիմքի հարաբերական ուժով

4. Ուժեղ հիմքի և ուժեղ թթվի աղի հիդրոլիզ չի լինում

Հարց 24 Օքսիդների դասակարգում

Օքսիդներկոչվում են բարդ նյութեր, որոնց մոլեկուլները ներառում են օքսիդացման վիճակում գտնվող թթվածնի ատոմներ՝ 2 և մի քանի այլ տարր։

Օքսիդներկարելի է ստանալ մեկ այլ տարրի հետ թթվածնի անմիջական փոխազդեցությամբ, կամ անուղղակի (օրինակ՝ աղերի, հիմքերի, թթուների տարրալուծման ժամանակ)։ Սովորական պայմաններում օքսիդները գալիս են պինդ, հեղուկ և գազային վիճակներում։ Օքսիդները հանդիպում են երկրակեղևում։ Ժանգը, ավազը, ջուրը, ածխաթթու գազը օքսիդներ են։

Աղ առաջացնող օքսիդներ Օրինակ,

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Աղ առաջացնող օքսիդներ- Սրանք օքսիդներ են, որոնք քիմիական ռեակցիաների արդյունքում աղեր են կազմում։ Սրանք մետաղների և ոչ մետաղների օքսիդներ են, որոնք ջրի հետ փոխազդելիս կազմում են համապատասխան թթուները, իսկ հիմքերի հետ՝ համապատասխան թթվային և նորմալ աղերը։ Օրինակ,Պղնձի օքսիդը (CuO) աղ առաջացնող օքսիդ է, քանի որ, օրինակ, աղաթթվի (HCl) հետ փոխազդելու ժամանակ առաջանում է աղ.

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O:

Քիմիական ռեակցիաների արդյունքում կարող են ստացվել այլ աղեր.

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Չաղ առաջացնող օքսիդներՍրանք օքսիդներ են, որոնք աղեր չեն առաջացնում: Օրինակները ներառում են CO, N 2 O, NO:

Աղեր, դրանց հատկությունները, հիդրոլիզ

Թիվ 182 դպրոցի 8-րդ դասարանի աշակերտ Բ

Պետրովա Պոլինա

Քիմիայի ուսուցիչ.

Խարինա Եկատերինա Ալեքսեևնա

ՄՈՍԿՎԱ 2009թ

Առօրյա կյանքում մենք սովոր ենք գործ ունենալ միայն մեկ աղի հետ՝ ճաշի աղի, այսինքն. նատրիումի քլորիդ NaCl. Այնուամենայնիվ, քիմիայում միացությունների մի ամբողջ դասը կոչվում է աղեր: Աղերը կարելի է համարել որպես թթվային ջրածնի մետաղով փոխարինման արտադրանք։ Սեղանի աղը, օրինակ, աղաթթվից կարելի է ստանալ փոխարինման ռեակցիայի միջոցով.

2Na + 2HCl = 2NaCl + H2:

թթվային աղ

Եթե ​​նատրիումի փոխարեն ալյումին եք ընդունում, ապա առաջանում է մեկ այլ աղ՝ ալյումինի քլորիդ.

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

Աղեր- Սրանք մետաղի ատոմներից և թթվային մնացորդներից բաղկացած բարդ նյութեր են։ Դրանք թթվային ջրածնի լրիվ կամ մասնակի փոխարինման արտադրանքն են մետաղով կամ հիդրօքսիլ խմբի մեջ թթվային մնացորդով հիմքում։ Օրինակ, եթե H 2 SO 4 ծծմբաթթվի մեջ մեկ ջրածնի ատոմը փոխարինում ենք կալիումով, ապա ստանում ենք KHSO 4 աղը, իսկ եթե երկուսը՝ K 2 SO 4։

Կան մի քանի տեսակի աղեր.

Աղերի տեսակները	Սահմանում	Աղերի օրինակներ
Միջին	Թթվային ջրածնի մետաղով լրիվ փոխարինման արդյունքը։ Նրանք չեն պարունակում ոչ H ատոմներ, ոչ էլ OH խմբեր։	Na 2 SO 4 նատրիումի սուլֆատ CuCl 2 պղինձ (II) քլորիդ Ca 3 (PO 4) 2 կալցիումի ֆոսֆատ Na 2 CO 3 նատրիումի կարբոնատ (սոդայի մոխիր)
Թթու	Թթվային ջրածնի մետաղով թերի փոխարինման արդյունք։ Պարունակում է ջրածնի ատոմներ: (Նրանք ձևավորվում են միայն պոլիբազային թթուներով)	CaHPO 4 կալցիումի ջրածնային ֆոսֆատ Ca(H 2 PO 4) 2 կալցիումի երկջրածին ֆոսֆատ NaHCO 3 նատրիումի բիկարբոնատ (խմորի սոդա)
Հիմնական	Հիմքի հիդրօքսիլ խմբերը թթվային մնացորդով թերի փոխարինման արդյունքը: Ներառում է OH խմբեր: (Ձևավորվում է միայն պոլիթթվային հիմքերով)	Cu(OH)Cl պղնձի (II) հիդրօքսիքլորիդ Ca 5 (PO 4) 3 (OH) կալցիումի հիդրօքսիֆոսֆատ (CuOH) 2 CO 3 պղնձի (II) հիդրօքսիկարբոնատ (մալախիտ)
Խառը	Երկու թթուների աղեր	Ca(OCl)Cl – սպիտակեցնող միջոց
Կրկնակի	Երկու մետաղների աղեր	K 2 NaPO 4 - նատրիումի երկկալիումի օրթոֆոսֆատ
Բյուրեղային հիդրատներ	Պարունակում է բյուրեղացման ջուր։ Երբ տաքանում են, ջրազրկվում են՝ կորցնում են ջուրը՝ վերածվելով անջուր աղի։	CuSO4. 5H 2 O – հնգահիդրատ պղնձի (II) սուլֆատ (պղնձի սուլֆատ) Na 2 CO 3: 10H 2 O - նատրիումի կարբոնատ դեկահիդրատ (սոդա)

Աղեր ստանալու մեթոդներ.

1. Աղեր կարելի է ստանալ մետաղների, հիմնային օքսիդների և հիմքերի վրա թթուներով ազդելով.

Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2

ցինկի քլորիդ

3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

երկաթ (III) սուլֆատ

3HNO 3 + Cr(OH) 3 Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O

քրոմ (III) նիտրատ

2. Աղերը առաջանում են թթվային օքսիդների՝ ալկալիների, ինչպես նաև թթվային օքսիդների՝ հիմնային օքսիդների հետ ռեակցիայի արդյունքում.

N 2 O 5 + Ca (OH) 2 Ca (NO 3) 2 + H 2 O

կալցիումի նիտրատ

SiO 2 + CaO CaSiO 3

կալցիումի սիլիկատ

3. Աղեր կարելի է ստանալ աղերի փոխազդեցությամբ թթուների, ալկալիների, մետաղների, չցնդող թթվային օքսիդների և այլ աղերի հետ։ Նման ռեակցիաները տեղի են ունենում գազի էվոլյուցիայի, նստվածքի նստվածքի, ավելի թույլ թթվի օքսիդի կամ ցնդող օքսիդի էվոլյուցիայի պայմաններում։

Ca 3 (PO4) 2 + 3H 2 SO 4 3CaSO 4 + 2H 3 PO 4

կալցիումի օրթոֆոսֆատ կալցիումի սուլֆատ

Fe 2 (SO 4) 3 + 6NaOH 2Fe(OH) 3 + 3Na 2 SO 4

երկաթ (III) սուլֆատ նատրիումի սուլֆատ

CuSO 4 + Fe FeSO 4 + Cu

պղնձի (II) սուլֆատ երկաթ (II) սուլֆատ

CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2

կալցիումի կարբոնատ կալցիումի սիլիկատ

Al 2 (SO 4) 3 + 3BaCl 2 3BaSO 4 + 2AlCl 3

սուլֆատ քլորիդ սուլֆատ քլորիդ

ալյումին բարիում բարիում ալյումին

4. Թթվածնազուրկ թթուների աղերը առաջանում են մետաղների ոչ մետաղների փոխազդեցությունից.

2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3

երկաթ (III) քլորիդ

Ֆիզիկական հատկություններ։

Աղերը տարբեր գույների պինդ նյութեր են։ Նրանց լուծելիությունը ջրի մեջ տարբեր է: Ազոտական ​​և քացախաթթուների բոլոր աղերը, ինչպես նաև նատրիումի և կալիումի աղերը լուծելի են։ Ջրի մեջ այլ աղերի լուծելիությունը կարելի է գտնել լուծելիության աղյուսակում:

Քիմիական հատկություններ.

1) Աղերը փոխազդում են մետաղների հետ.

Քանի որ այս ռեակցիաները տեղի են ունենում ջրային լուծույթներում, Li, Na, K, Ca, Ba և այլ ակտիվ մետաղները, որոնք նորմալ պայմաններում փոխազդում են ջրի հետ, չեն կարող օգտագործվել փորձերի համար, կամ ռեակցիաները չեն կարող իրականացվել հալված վիճակում:

CuSO 4 + Zn ZnSO 4 + Cu

Pb(NO 3) 2 + Zn Zn(NO 3) 2 + Pb

2) Աղերը փոխազդում են թթուների հետ. Այս ռեակցիաները տեղի են ունենում, երբ ավելի ուժեղ թթուն տեղաշարժում է ավելի թույլ թթուն՝ արտազատելով գազ կամ նստվածք:

Այս ռեակցիաներն իրականացնելիս սովորաբար չոր աղ են վերցնում և գործում խտացված թթվով։

BaCl 2 + H 2 SO 4 BaSO 4 + 2HCl

Na 2 SiO 3 + 2HCl 2NaCl + H 2 SiO 3

3) Աղերը ջրային լուծույթներում փոխազդում են ալկալիների հետ.

Սա չլուծվող հիմքերի և ալկալիների ստացման մեթոդ է։

FeCl 3 (p-p) + 3NaOH (p-p) Fe(OH) 3 + 3NaCl

CuSO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2

Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 BaSO 4 + 2NaOH

4) Աղերը փոխազդում են աղերի հետ.

Ռեակցիաները տեղի են ունենում լուծույթներում և օգտագործվում են գործնականում չլուծվող աղեր ստանալու համար։

AgNO 3 + KBr AgBr + KNO 3

CaCl 2 + Na 2 CO 3 CaCO 3 + 2 NaCl

5) Որոշ աղեր տաքանալիս քայքայվում են:

Նման ռեակցիայի բնորոշ օրինակ է կրաքարի թրծումը, որի հիմնական բաղադրիչը կալցիումի կարբոնատն է.

CaCO 3 CaO + CO2 կալցիումի կարբոնատ

1. Որոշ աղեր կարող են բյուրեղանալ՝ առաջացնելով բյուրեղային հիդրատներ:

Պղնձի (II) սուլֆատ CuSO 4-ը սպիտակ բյուրեղային նյութ է: Երբ այն լուծվում է ջրի մեջ, այն տաքանում է և առաջանում է կապույտ լուծույթ։ Ջերմության արտազատումը և գույնի փոփոխությունները քիմիական ռեակցիայի նշաններ են: Երբ լուծույթը գոլորշիացվում է, բյուրեղային հիդրատ CuSO 4 ազատվում է: 5H 2 O (պղնձի սուլֆատ): Այս նյութի ձևավորումը ցույց է տալիս, որ պղնձի (II) սուլֆատը փոխազդում է ջրի հետ.

CuSO 4 + 5H 2 O CuSO 4: 5H 2 O + Q

սպիտակ կապույտ-կապույտ

Աղերի օգտագործումը.

Աղերի մեծ մասը լայնորեն օգտագործվում է արդյունաբերության մեջ և առօրյա կյանքում: Օրինակ՝ նատրիումի քլորիդը՝ NaCl, կամ կերակրի աղը, անփոխարինելի է խոհարարության մեջ։ Արդյունաբերության մեջ նատրիումի քլորիդն օգտագործվում է նատրիումի հիդրօքսիդ, սոդա NaHCO 3, քլոր, նատրիում արտադրելու համար։ Ազոտական ​​և օրթոֆոսֆորական թթուների աղերը հիմնականում հանքային պարարտանյութեր են։ Օրինակ, կալիումի նիտրատ KNO 3-ը կալիումի նիտրատ է: Այն նաև մտնում է վառոդի և այլ պիրոտեխնիկական խառնուրդների մեջ։ Աղերն օգտագործվում են մետաղներ, թթուներ ստանալու և ապակու արտադրության մեջ։ Աղերի դասին են պատկանում նաև բազմաթիվ բույսերի պաշտպանության միջոցներ հիվանդություններից, վնասատուներից և որոշ բուժիչ նյութերից։ Կալիումի պերմանգանատ KMnO 4-ը հաճախ կոչվում է կալիումի պերմանգանատ: Որպես շինանյութ օգտագործվում են կրաքար և գիպս՝ CaSO 4: 2H 2 O, որն օգտագործվում է նաև բժշկության մեջ։

Լուծումներ և լուծելիություն:

Ինչպես արդեն նշվեց, լուծելիությունը աղերի կարևոր հատկությունն է: Լուծելիությունը նյութի կարողությունն է մեկ այլ նյութի հետ ձևավորելու փոփոխական կազմի միատարր, կայուն համակարգ, որը բաղկացած է երկու կամ ավելի բաղադրիչներից։

Լուծումներ- Սրանք միատարր համակարգեր են, որոնք բաղկացած են լուծիչի մոլեկուլներից և լուծվող նյութերի մասնիկներից:

Այսպիսով, օրինակ, կերակրի աղի լուծույթը բաղկացած է լուծիչից՝ ջրից, լուծված նյութից՝ Na +, Cl-ի իոններից։

Իոններ(հունարեն ión-ից՝ գնում), էլեկտրական լիցքավորված մասնիկներ, որոնք առաջանում են ատոմների կամ ատոմների խմբերի կողմից էլեկտրոնների (կամ այլ լիցքավորված մասնիկների) կորստի կամ ձեռքբերման արդյունքում։ «Իոն» հասկացությունը և տերմինը ներկայացվել է 1834 թվականին Մ. Ֆարադեյի կողմից, ով ուսումնասիրելով էլեկտրական հոսանքի ազդեցությունը թթուների, ալկալիների և աղերի ջրային լուծույթների վրա, ենթադրել է, որ նման լուծույթների էլեկտրական հաղորդունակությունը պայմանավորված է իոնների շարժմամբ։ . Ֆարադեյն անվանել է դրական լիցքավորված իոններ, որոնք լուծույթով շարժվում են դեպի բացասական բևեռ (կաթոդ) կատիոններ, իսկ բացասական լիցքավորված իոնները, որոնք շարժվում են դեպի դրական բևեռ (անոդ)՝ անիոններ։

Կախված ջրում լուծելիության աստիճանից՝ նյութերը բաժանվում են երեք խմբի.

1) բարձր լուծվող;

2) մի փոքր լուծելի;

3) Գործնականում անլուծելի.

Շատ աղեր շատ լուծելի են ջրի մեջ։ Ջրում այլ աղերի լուծելիությունը որոշելիս ստիպված կլինեք օգտագործել լուծելիության աղյուսակը:

Հայտնի է, որ որոշ նյութեր լուծարվելիս կամ հալվելիս անցկացնում են էլեկտրական հոսանք, իսկ մյուսները նույն պայմաններում հոսանք չեն անցկացնում։

Այն նյութերը, որոնք լուծույթներում կամ հալվում են իոնների, և հետևաբար էլեկտրական հոսանք են անցկացնում, կոչվում են էլեկտրոլիտներ.

Այն նյութերը, որոնք նույն պայմաններում չեն քայքայվում իոնների և էլեկտրական հոսանք չեն փոխանցում, կոչվում են ոչ էլեկտրոլիտներ.

Էլեկտրոլիտները ներառում են թթուներ, հիմքեր և գրեթե բոլոր աղերը: Էլեկտրոլիտներն իրենք էլեկտրականություն չեն փոխանցում: Լուծույթներում և հալոցքում դրանք տրոհվում են իոնների, ինչի պատճառով հոսում է հոսանք։

Ջրում լուծվելիս էլեկտրոլիտների տրոհումը իոնների կոչվում է էլեկտրոլիտիկ դիսոցացիա. Դրա բովանդակությունը հանգում է հետևյալ երեք դրույթներին.

1) Էլեկտրոլիտները ջրում լուծվելիս տրոհվում են (դիսոցացվում) իոնների՝ դրական և բացասական։

2) Էլեկտրական հոսանքի ազդեցությամբ իոնները ձեռք են բերում ուղղորդված շարժում՝ դրական լիցքավորված իոնները շարժվում են դեպի կաթոդ և կոչվում են կատիոններ, իսկ բացասական լիցքավորված իոնները շարժվում են դեպի անոդ և կոչվում են անիոններ։

3) Դիսոցացիան շրջելի գործընթաց է՝ մոլեկուլների իոնների տրոհմանը (դիսոցացիա) զուգահեռ տեղի է ունենում իոնների միացման (ասոցիացիա) պրոցեսը։

շրջելիություն

Ուժեղ և թույլ էլեկտրոլիտներ.

Էլեկտրոլիտի իոնների մեջ քայքայվելու ունակությունը քանակապես բնութագրելու համար տարանջատման աստիճանի հայեցակարգը (α), t. . Ե.Իոնների մեջ քայքայված մոլեկուլների քանակի հարաբերակցությունը մոլեկուլների ընդհանուր թվին: Օրինակ, α = 1 ցույց է տալիս, որ էլեկտրոլիտը ամբողջությամբ քայքայվել է իոնների, իսկ α = 0,2 նշանակում է, որ նրա մոլեկուլների միայն յուրաքանչյուր հինգերորդն է դիսոցվել: Խտացված լուծույթը նոսրացնելիս, ինչպես նաև տաքացնելիս, նրա էլեկտրական հաղորդունակությունը մեծանում է, քանի որ դիսոցման աստիճանը մեծանում է։

Կախված α-ի արժեքից, էլեկտրոլիտները պայմանականորեն բաժանվում են ուժեղ (գրեթե ամբողջությամբ տարանջատված, (α 0,95)) միջին ուժի (0,95):

Ուժեղ էլեկտրոլիտներ են բազմաթիվ հանքային թթուներ (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3 և այլն), ալկալիները (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 և այլն) և գրեթե բոլոր աղերը։ Թույլերը ներառում են որոշ հանքային թթուների լուծույթներ (H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, HCN, HClO), շատ օրգանական թթուներ (օրինակ, քացախաթթու CH 3 COOH), ամոնիակի ջրային լուծույթ (NH 3): 2 O), ջուր, որոշ սնդիկի աղեր (HgCl 2): Միջին հզորության էլեկտրոլիտները հաճախ ներառում են հիդրոֆտորային HF, օրթոֆոսֆորական H 3 PO 4 և ազոտային HNO 2 թթուներ:

Աղերի հիդրոլիզ.

«Հիդրոլիզ» տերմինը առաջացել է հունարեն hidor (ջուր) և lysis (քայքայվել) բառերից։ Հիդրոլիզը սովորաբար հասկացվում է որպես նյութի և ջրի փոխանակման ռեակցիա: Հիդրոլիտիկ պրոցեսները չափազանց տարածված են մեզ շրջապատող բնության մեջ (ինչպես կենդանի, այնպես էլ ոչ կենդանի), ինչպես նաև լայնորեն օգտագործվում են մարդկանց կողմից ժամանակակից արտադրության և կենցաղային տեխնոլոգիաներում:

Աղի հիդրոլիզը աղը և ջուրը կազմող իոնների փոխազդեցության ռեակցիան է, որը հանգեցնում է թույլ էլեկտրոլիտի ձևավորմանը և ուղեկցվում է լուծույթի միջավայրի փոփոխությամբ։

Երեք տեսակի աղեր ենթարկվում են հիդրոլիզի.

ա) թույլ հիմքով և ուժեղ թթվով ձևավորված աղեր (CuCl 2, NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - տեղի է ունենում կատիոնի հիդրոլիզ)

NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +

NH 4 Cl + H 2 O NH 3: H2O + HCl

Միջավայրի ռեակցիան թթվային է։

բ) ուժեղ հիմքից և թույլ թթվից առաջացած աղերը (K 2 CO 3, Na 2 S - հիդրոլիզը տեղի է ունենում անիոնի մոտ)

SiO 3 2- + 2H 2 O H 2 SiO 3 + 2OH -

K 2 SiO 3 +2H 2 O H 2 SiO 3 +2KOH

Միջավայրի ռեակցիան ալկալային է։

գ) թույլ հիմքից և թույլ թթվից առաջացած աղեր (NH 4) 2 CO 3, Fe 2 (CO 3) 3 - հիդրոլիզը տեղի է ունենում կատիոնի և անիոնի մոտ:

2NH 4 + + CO 3 2- + 2H 2 O 2NH 3. H2O + H2CO3

(NH 4) 2 CO 3 + H 2 O 2NH 3. H2O + H2CO3

Հաճախ շրջակա միջավայրի արձագանքը չեզոք է։

դ) ուժեղ հիմքով և ուժեղ թթվով առաջացած աղերը (NaCl, Ba(NO 3) 2) ենթակա չեն հիդրոլիզի.

Որոշ դեպքերում հիդրոլիզն անշրջելի է ընթանում (ինչպես ասում են՝ գնում է մինչև վերջ)։ Այսպիսով, նատրիումի կարբոնատի և պղնձի սուլֆատի լուծույթները խառնելիս նստում է հիդրացված հիմնական աղի կապույտ նստվածք, որը տաքացնելիս կորցնում է բյուրեղացման ջրի մի մասը և ստանում կանաչ գույն, այն վերածվում է անջուր հիմնական պղնձի կարբոնատի՝ մալաքիտի.

2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O (CuOH) 2 CO 3 + 2Na 2 SO 4 + CO 2

Նատրիումի սուլֆիդի և ալյումինի քլորիդի լուծույթները խառնելիս հիդրոլիզը նույնպես ավարտվում է.

2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl

Հետեւաբար, Al 2 S 3-ը չի կարող մեկուսացվել ջրային լուծույթից: Այս աղը ստացվում է պարզ նյութերից։

ԷԼԵԿՏՐՈԼԻՏՆԵՐ- նյութեր, որոնց լուծույթները կամ հալվածքները փոխանցում են էլեկտրական հոսանք.

ՈՉ ԷԼԵԿՏՐՈԼԻՏՆԵՐ- նյութեր, որոնց լուծույթները կամ հալվածքները չեն փոխանցում էլեկտրական հոսանք.

Դիսոցացիա- միացությունների տարրալուծումը իոնների.

Դիսոցացիայի աստիճանը– իոնների մեջ տարանջատված մոլեկուլների քանակի հարաբերակցությունը լուծույթի մոլեկուլների ընդհանուր թվին:

ՈՒԺԵՂ ԷԼԵԿՏՐՈԼԻՏՆԵՐերբ լուծվում են ջրի մեջ, դրանք գրեթե ամբողջությամբ տարանջատվում են իոնների:

Ուժեղ էլեկտրոլիտների տարանջատման համար հավասարումներ գրելիս օգտագործվում է հավասարության նշան։

Ուժեղ էլեկտրոլիտները ներառում են.

· Լուծվող աղեր ( տես լուծելիության աղյուսակը);

· Շատ անօրգանական թթուներ՝ HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( Նայել թթուներով ուժեղ էլեկտրոլիտներ լուծելիության աղյուսակում);

· Ալկալիների (LiOH, NaOH, KOH) և հողալկալիական (Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2) մետաղների հիմքերը ( տես հիմքերով ուժեղ էլեկտրոլիտներ լուծելիության աղյուսակում).

ԹՈՒՅԼ ԷԼԵԿՏՐՈԼԻՏՆԵՐջրային լուծույթներում միայն մասնակիորեն (շրջելի) տարանջատվում են իոնների:

Թույլ էլեկտրոլիտների համար դիսոցացիոն հավասարումներ գրելիս նշվում է հետադարձելիության նշանը։

Թույլ էլեկտրոլիտները ներառում են.

· Գրեթե բոլոր օրգանական թթուները և ջուրը (H 2 O);

· Որոշ անօրգանական թթուներ՝ H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( Նայել թթու-թույլ էլեկտրոլիտներ լուծելիության աղյուսակում);

· Չլուծվող մետաղների հիդրօքսիդներ (Mg(OH) 2, Fe(OH) 2, Zn(OH) 2) ( նայեք հիմքերին -գթույլ էլեկտրոլիտներ լուծելիության աղյուսակում).

Էլեկտրոլիտային տարանջատման աստիճանի վրա ազդում են մի շարք գործոններ.

լուծիչի բնույթը և էլեկտրոլիտՈւժեղ էլեկտրոլիտները իոնային և կովալենտային ուժեղ բևեռային կապերով նյութեր են. լավ իոնացնող ունակություն, այսինքն. Նյութերի տարանջատում առաջացնելու ունակությունը օժտված է բարձր դիէլեկտրական հաստատունով լուծիչներով, որոնց մոլեկուլները բևեռային են (օրինակ՝ ջուր);

ջերմաստիճանըՔանի որ տարանջատումը էնդոթերմիկ գործընթաց է, ջերմաստիճանի բարձրացումը մեծացնում է α-ի արժեքը.

կենտրոնացումԵրբ լուծույթը նոսրացվում է, տարանջատման աստիճանը մեծանում է, իսկ կոնցենտրացիայի աճով նվազում է.

տարանջատման գործընթացի փուլըՅուրաքանչյուր հաջորդ փուլ ավելի քիչ արդյունավետ է, քան նախորդը, մոտավորապես 1000–10000 անգամ; օրինակ, ֆոսֆորաթթվի համար α 1 > α 2 > α 3:

H3PO4⇄H++H2PO−4 (առաջին փուլ, α 1),

H2PO−4⇄H++HPO2−4 (երկրորդ փուլ, α 2),

НPO2−4⇄Н++PO3−4 (երրորդ փուլ, α 3).

Այդ իսկ պատճառով այս թթվի լուծույթում ջրածնի իոնների կոնցենտրացիան ամենաբարձրն է, իսկ PO3−4 ֆոսֆատ իոնների կոնցենտրացիան ամենացածրն է։

1. Լուծելիությունը և նյութի տարանջատման աստիճանը կապված չեն միմյանց հետ։ Օրինակ՝ քացախաթթուն, որը շատ (անսահմանափակ) լուծելի է ջրում, թույլ էլեկտրոլիտ է։

2. Թույլ էլեկտրոլիտի լուծույթը մյուսներից ավելի քիչ է պարունակում այն ​​իոնները, որոնք առաջանում են էլեկտրոլիտիկ դիսոցացիայի վերջին փուլում.

Ազդեցվում է նաև էլեկտրոլիտիկ դիսոցիացիայի աստիճանը ավելացնելով այլ էլեկտրոլիտներՕրինակ՝ մրջնաթթվի տարանջատման աստիճանը

HCOOH ⇄ HCOO − + H +

նվազում է, եթե լուծույթին ավելացնեն մի քիչ նատրիումի ֆորմատ: Այս աղը տարանջատվում է՝ ձևավորելով ֆորմատ իոններ HCOO − :

HCOONa → HCOO−+Na+

Արդյունքում, լուծույթում HCOO– իոնների կոնցենտրացիան մեծանում է, և Լե Շատելիեի սկզբունքի համաձայն, ֆորմատի իոնների կոնցենտրացիայի աճը տեղափոխում է ձևաթթվի տարանջատման գործընթացի հավասարակշռությունը դեպի ձախ, այսինքն. տարանջատման աստիճանը նվազում է.

Օստվալդի նոսրացման օրենքը- հարաբերություն, որն արտահայտում է երկուական թույլ էլեկտրոլիտի նոսր լուծույթի համարժեք էլեկտրական հաղորդունակության կախվածությունը լուծույթի կոնցենտրացիայից.

Ահա էլեկտրոլիտի տարանջատման հաստատունը, կոնցենտրացիան և համարժեք էլեկտրական հաղորդունակության արժեքներն են համապատասխանաբար կոնցենտրացիայի և անսահման նոսրացման դեպքում: Հարաբերությունները զանգվածային գործողության և հավասարության օրենքի հետևանք են

որտեղ է դիսոցիացիայի աստիճանը:

Օստվալդի նոսրացման օրենքը ստացվել է Վ. Օստվալդի կողմից 1888 թվականին, և նա նույնպես հաստատել է այն փորձարարական եղանակով: Էլեկտրոլիտային դիսոցիացիայի տեսության հիմնավորման համար մեծ նշանակություն ունեցավ Օստվալդի նոսրացման օրենքի ճշտության փորձարարական հաստատումը։

Ջրի էլեկտրոլիտիկ տարանջատում. Ջրածնի pH Ջուրը թույլ ամֆոտերային էլեկտրոլիտ է՝ H2O H+ + OH- կամ, ավելի ճիշտ՝ 2H2O = H3O+ + OH- Ջրի դիսոցման հաստատունը 25°C-ում հավասար է. հարյուր միլիոն ջրի մոլեկուլից, հետևաբար ջրի կոնցենտրացիան կարելի է համարել հաստատուն և հավասար 55,55 մոլ/լ (ջրի խտությունը՝ 1000 գ/լ, զանգվածը՝ 1 լ 1000 գ, ջրային նյութի քանակը՝ 1000 գ՝ 18 գ/մոլ։ = 55,55 մոլ, C = 55,55 մոլ՝ 1 լ = 55 ,55 մոլ/լ): Այնուհետև այս արժեքը հաստատուն է տվյալ ջերմաստիճանում (25°C), այն կոչվում է ջրի իոնային արդյունք ԿՎտ: Ջրի դիսոցիացիան էնդոթերմային գործընթաց է, հետևաբար, ջերմաստիճանի բարձրացման հետ, Լե Շատելիեի սկզբունքի համաձայն, դիսոցիացիան ուժեղանում է. իոնային արտադրանքը մեծանում է և հասնում է 10-13 արժեքի 100°C-ում: Մաքուր ջրի մեջ 25°C ջերմաստիճանում ջրածնի և հիդրօքսիլ իոնների կոնցենտրացիաները հավասար են՝ = = 10-7 մոլ/լ Այն լուծույթները, որոնցում ջրածնի և հիդրօքսիլ իոնների կոնցենտրացիաները հավասար են միմյանց, կոչվում են չեզոք։ Եթե ​​մաքուր ջրին թթու ավելացնեն, ջրածնի իոնների կոնցենտրացիան կմեծանա և կդառնա ավելի քան 10-7 մոլ/լ, միջավայրը կդառնա թթվային, իսկ հիդրօքսիլ իոնների կոնցենտրացիան անմիջապես կփոխվի այնպես, որ ջրի իոնային արտադրանքը պահպանվի։ դրա արժեքը 10-14 է: Նույնը տեղի կունենա մաքուր ջրի մեջ ալկալի ավելացնելիս։ Ջրածնի և հիդրօքսիլ իոնների կոնցենտրացիաները կապված են միմյանց հետ իոնային արտադրանքի միջոցով, հետևաբար, իմանալով իոններից մեկի կոնցենտրացիան, հեշտ է հաշվարկել մյուսի կոնցենտրացիան։ Օրինակ, եթե = 10-3 մոլ/լ, ապա = ԿՎտ/ = 10-14/10-3 = 10-11 մոլ/լ, կամ եթե = 10-2 մոլ/լ, ապա = ԿՎտ/ = 10-14 /10-2 = 10-12 մոլ/լ. Այսպիսով, ջրածնի կամ հիդրօքսիլ իոնների կոնցենտրացիան կարող է ծառայել որպես միջավայրի թթվայնության կամ ալկալայնության քանակական բնութագիր։ Գործնականում նրանք օգտագործում են ոչ թե ջրածնի կամ հիդրօքսիլ իոնների կոնցենտրացիաները, այլ ջրածնի pH կամ հիդրօքսիլ pH ցուցանիշները։ Ջրածնի pH ցուցիչը հավասար է ջրածնի իոնների կոնցենտրացիայի բացասական տասնորդական լոգարիթմին. հաշվի առնելով ջրի իոնային արտադրանքի լոգարիթմը, որը pH + pH = 14 Եթե միջավայրի pH-ը 7 է, ապա միջավայրը չեզոք է, եթե 7-ից պակաս է թթվային, և որքան ցածր է pH-ը, այնքան բարձր է ջրածնի իոնների կոնցենտրացիան: . 7-ից մեծ pH նշանակում է, որ միջավայրը ալկալային է, որքան բարձր է pH-ը, այնքան բարձր է հիդրօքսիլ իոնների կոնցենտրացիան:

Ինչպե՞ս տարբերել ուժեղ էլեկտրոլիտները թույլներից: և ստացավ լավագույն պատասխանը

Պավել Բեսկրովնիի պատասխանը[վարպետ]
ՈՒԺԵՂ ԷԼԵԿՏՐՈԼԻՏՆԵՐԸ, երբ լուծվում են ջրի մեջ, գրեթե ամբողջությամբ տարանջատվում են իոնների։ Նման էլեկտրոլիտների համար ԴԻՍՈՑԻԱՑՄԱՆ ԱՍՏԻՃԱՆԻ ԱՐԺԵՔԸ նոսր լուծույթներում ձգտում է դեպի ՄԻԱԲԱՆՈՒԹՅՈՒՆ։
Ուժեղ էլեկտրոլիտները ներառում են.
1) գրեթե բոլոր աղերը;
2) ուժեղ թթուներ, օրինակ՝ H2SO4 (ծծմբաթթու), HCl (աղաթթու), HNO3 (ազոտական ​​թթու);
3) բոլոր ալկալիները, օրինակ՝ NaOH (նատրիումի հիդրօքսիդ), KOH (կալիումի հիդրօքսիդ):
ԹՈՒՅԼ ԷԼԵԿՏՐՈԼԻՏՆԵՐԸ, երբ լուծվում են ջրի մեջ, գրեթե չեն տարանջատվում իոնների։ Նման էլեկտրոլիտների համար ԴԻՍՈՑԻԱՑՄԱՆ ԱՍՏԻՃԱՆԻ ԱՐԺԵՔԸ ձգտում է ԶՐՈԻ։
Թույլ էլեկտրոլիտները ներառում են.
1) թույլ թթուներ - H2S (ջրածնի սուլֆիդ), H2CO3 (ածխաթթու), HNO2;
2) ամոնիակի ջրային լուծույթ NH3 * H2O
ԴԻՍՈՑԻԱՑՄԱՆ ԱՍՏԻՃԱՆԸ իոնների մեջ տրոհված մասնիկների քանակի (Nd) հարաբերակցությունն է լուծված մասնիկների ընդհանուր թվին (Np) (նշվում է հունարեն ալֆա տառով).
a= Nd / Nr. Էլեկտրոլիտիկ դիսոցիացիան թույլ էլեկտրոլիտների համար շրջելի գործընթաց է: Հուսով եմ, որ դուք գիտեք, թե ինչ են էլեկտրոլիտները, քանի որ հարցնում եք. Սա ավելի պարզ է, եթե ավելի բարդ է, ապա տես վերևում (մի շարք EO-ների համար):
Էլեկտրոլիտիկ դիսոցիացիան թույլ էլեկտրոլիտների համար շրջելի գործընթաց է:
Եթե ​​հարցեր ունեք, ուրեմն գնացեք օճառի։

1. ԷԼԵԿՏՐՈԼԻՏՆԵՐ

1.1. Էլեկտրոլիտիկ դիսոցացիա. Տարանջատման աստիճանը. Էլեկտրոլիտային հզորություն

Ըստ էլեկտրոլիտիկ դիսոցացիայի տեսության՝ աղերը, թթուները և հիդրօքսիդները, երբ լուծվում են ջրում, ամբողջությամբ կամ մասամբ քայքայվում են անկախ մասնիկների՝ իոնների։

Բևեռային լուծիչի մոլեկուլների ազդեցությամբ նյութի մոլեկուլների իոնների տարրալուծման գործընթացը կոչվում է էլեկտրոլիտիկ դիսոցացիա։ Այն նյութերը, որոնք լուծույթներում տարանջատվում են իոնների, կոչվում են էլեկտրոլիտներ.Արդյունքում լուծումը ձեռք է բերում էլեկտրական հոսանք վարելու հատկություն, քանի որ դրա մեջ հայտնվում են շարժական էլեկտրական լիցքակիրներ։ Ըստ այս տեսության՝ էլեկտրոլիտները ջրում լուծվելիս տրոհվում են (դիսոցացվում) դրական և բացասական լիցքավորված իոնների։ Դրական լիցքավորված իոնները կոչվում են կատիոններ; դրանք ներառում են, օրինակ, ջրածնի և մետաղի իոնները: Բացասական լիցքավորված իոնները կոչվում են անիոններ; Դրանք ներառում են թթվային մնացորդների իոններ և հիդրօքսիդի իոններ:

Դիսոցացման գործընթացը քանակականորեն բնութագրելու համար ներկայացվեց դիսոցացման աստիճանի հասկացությունը։ Էլեկտրոլիտի (α) տարանջատման աստիճանը տվյալ լուծույթում իոնների քայքայված նրա մոլեկուլների քանակի հարաբերակցությունն է ( n ), լուծույթում իր մոլեկուլների ընդհանուր թվին ( N), կամ

α = .

Էլեկտրոլիտային տարանջատման աստիճանը սովորաբար արտահայտվում է կամ միավորի ֆրակցիաներով կամ որպես տոկոս։

0.3-ից (30%) դիսոցման աստիճանով էլեկտրոլիտները սովորաբար կոչվում են ուժեղ, 0.03-ից (3%)-ից մինչև 0.3 (30%) - միջին, 0.03-ից պակաս (3%) - թույլ էլեկտրոլիտներ: Այսպիսով, 0,1 մ լուծույթի համար CH3COOH α = 0,013 (կամ 1,3%): Հետեւաբար, քացախաթթուն թույլ էլեկտրոլիտ է: Դիսոցացիայի աստիճանը ցույց է տալիս, թե նյութի լուծված մոլեկուլների որ մասն է բաժանվել իոնների։ Ջրային լուծույթներում էլեկտրոլիտի էլեկտրոլիտային տարանջատման աստիճանը կախված է էլեկտրոլիտի բնույթից, կոնցենտրացիայից և ջերմաստիճանից։

Իրենց բնույթով էլեկտրոլիտները կարելի է բաժանել երկու մեծ խմբի. ուժեղ և թույլ. Ուժեղ էլեկտրոլիտներտարանջատել գրեթե ամբողջությամբ (α = 1):

Ուժեղ էլեկտրոլիտները ներառում են.

1) թթուներ (H 2 SO 4, HCl, HNO 3, HBr, HI, HClO 4, H M nO 4);

2) հիմքեր՝ հիմնական ենթախմբի առաջին խմբի մետաղների հիդրօքսիդներ (ալկալիներ). 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 աղյուսակ).

Թույլ էլեկտրոլիտներ շատ փոքր չափով տարանջատվում են իոնների մեջ, դրանք հայտնաբերվում են հիմնականում չտարանջատված վիճակում (մոլեկուլային տեսքով). Թույլ էլեկտրոլիտների համար հավասարակշռություն է հաստատվում չտարանջատված մոլեկուլների և իոնների միջև։

Թույլ էլեկտրոլիտները ներառում են.

1) անօրգանական թթուներ ( H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, H 2 SO 3, HCN, H 3 PO 4, H 2 SiO 3, HCNS, HClO և այլն);

2) ջուր (H 2 O);

3) ամոնիումի հիդրօքսիդ ( NH 4 OH);

4) օրգանական թթուների մեծ մասը

(օրինակ, քացախային CH 3 COOH, ձևային HCOOH);

5) որոշ մետաղների չլուծվող և թույլ լուծվող աղեր և հիդրօքսիդներ (տես լուծելիության աղյուսակը).

Գործընթացը էլեկտրոլիտիկ դիսոցացիապատկերված է քիմիական հավասարումների միջոցով: Օրինակ՝ աղաթթվի տարանջատումը (HCլ ) գրված է հետևյալ կերպ.

HCl → H + + Cl – .

Հիմքերը տարանջատվում են՝ առաջացնելով մետաղական կատիոններ և հիդրօքսիդի իոններ։ Օրինակ՝ KOH-ի տարանջատումը

KOH → K + + OH – .

Պոլիբազային թթուները, ինչպես նաև բազմավալենտ մետաղների հիմքերը տարանջատվում են աստիճանաբար։ Օրինակ,

H 2 CO 3 H + + HCO 3 –,

HCO 3 – H + + CO 3 2– .

Առաջին հավասարակշռությունը՝ դիսոցացիա ըստ առաջին քայլի, բնութագրվում է հաստատունով

.

Երկրորդ փուլի տարանջատման համար.

.

Ածխաթթվի դեպքում դիսոցման հաստատուններն ունեն հետևյալ արժեքները. Կ I = 4.3× 10 –7, Կ II = 5,6 × 10–11։ Միշտ քայլ առ քայլ տարանջատման համար ԿԵս > Կ II > Կ III >... , որովհետեւ էներգիան, որը պետք է ծախսվի իոնը առանձնացնելու համար, նվազագույն է, երբ այն անջատվում է չեզոք մոլեկուլից:

Ջրի մեջ լուծվող միջին (նորմալ) աղերը տարանջատվում են՝ առաջացնելով դրական լիցքավորված մետաղական իոններ և թթվային մնացորդի բացասական լիցքավորված իոններ։

Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 –

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–.

Թթվային աղերը (հիդրոաղերը) անիոնում ջրածին պարունակող էլեկտրոլիտներ են, որոնք կարող են պառակտվել H+ ջրածնի իոնի տեսքով: Թթվային աղերը համարվում են պոլիբազային թթուներից ստացված արտադրանք, որոնցում ջրածնի ոչ բոլոր ատոմները փոխարինվում են մետաղով։ Թթվային աղերի տարանջատումը տեղի է ունենում փուլերով, օրինակ.

KHCO 3 → K + + HCO 3 – (առաջին փուլ)