Հայտնի է, որ շատ նյութեր (աղեր, թթուներ, հիմքեր) լուծված կամ հալված վիճակում էլեկտրահաղորդիչ են: Միաժամանակ այդ նյութերի կոլիգատիվ հատկությունները (գոլորշիների ճնշման իջեցումը, եռման ջերմաստիճանի բարձրացումը, կարծրացման ջերմաստիճանի իջեցումը, օսմոտիկ ճնշումը) շեղվում են Ռաուլի և Վանթ-Հոֆֆի օրենքներից: Այդ մեծությունները փորձնականորեն ստացվում են ավելի մեծ, քան պետք է լինեին ըստ այդ օրենքների: Ընդ որում նշված բոլոր մեծությունները տվյալ լուծույթի համար նույն թվով (i) անգամ են մեծ ստացվում: Եթե նշանակենք փորձնականորեն չափված մեծությունները համապատասխանաբար ∆P՛, ∆t՛_եռմ, ∆t՛_կրծ, P՛, իսկ տեսականորեն հաշվածները` առանց շտրիխի,ապա

i գործակիցը կոչվում է իզոտոնիկ գործակից և նոսր լուծույթների համար ընդհանրապես ունենում է պարզ ամբողջ թվերին մոտ արժեքներ: Լուծույթների կոլիգատիվ հատկությունները կախված են լուծված մասնիկների թվից և քանի որ այդ նյութերի համար փորձնականորեն մեծ են ստացվում, նշանակում է դրանց լուծման ժամանակ ինչ-որ պատճառով մասնիկների թիվը մեծանում է: Մյուս կողմից այդ նյութերի լուծույթները հաղորդում են էլեկտրական հոսանք: Ելնելով այս երկու փաստերից Արրենիուսը 1887 թվին ենթադրեց, որ այդ նյութերը ջրում լուծելիս նրանց մոլեկուլները տրոհվում են` դիսոցվում են` վերածվելով լիցքավորված մասնիկների` իոնների: Մասնիկների թիվը աճում է, ուստի և կոլիգատիվ հատկությունները մեծանում են, միաժամանակ լիցքավորված մասնիկների առաջացման հետևանքով լուծույթը ստանում է հաղորդականություն: Այդպիսի նյութերը կոչվեցին էլեկտրոլիտներ:

Այն նյութերը, որոնք լուծվելիս կամ հալվելիս դիսոցվում են իոնների և այդ պատճառով դառնում են էլեկտրահաղորդիչ, կոչվում են էլեկտրոլիտներ:

Հետևաբար իզոտոնիկ գործակիցը ցույց է տալիս, թե դիսոցման հետևանքով քանի անգամ է աճում մասնիկների թիվը

որտեղ N-ը լուծված մասնիկների թիվն է, N_ընդ-ը դիսոցումից հետո մասնիկների ընդհանուր թիվն է (իոններ գումարած մոլեկուլներ): Մտցնելով իզոտոնիկ գործակիցը Վանտ-Հոֆի և Ռաուլի բանաձևերի մեջ` վերջիններս դառնում են կիրառելի էլեկտրոլիտների համար:

Բնորոշ էլեկտրոլիտներ են, օրինակ, լուծելի աղերը, H₂SO₄-ը, HCl-ը, լուծելի հիմքերը (բացառությամբ NH₄OH-ի):

Այն նյութերը, որոնք լուծվելիս կամ կամ հալվելիս չեն դիսոցվում իոնների և էլեկտրական հոսանք չեն հաղորդում, կոչվում են ոչ-էլեկտրոլիտներ: Այդպիսիք են, օրինակ, օրգանական նյութերի մեծ մասը:

7.2. Էլեկտրոլիտիկ դիսոցման տեսություն

Արրենիուսի տեսությունը հետագայում զարգացվեց և ներկայումս կարողանում է բացատրել դիսոցման պրոցեսի կարևորագույն օրինաչափությունները: Այդ տեսության հիմնական դրույթներն են.

1. Էլեկտրոլիտները ջրում կամ այլ բևեռային լուծիչներում լուծվելիս տրոհվում են դրական և բացասական լիցքավորված իոնների:

2. Էլեկտրոլիտի լուծույթով հոսանք անցկացնելիս դրական լիցքավորված իոնները շարժվում են դեպի կատոդ և կոչվում են կատիոններ (Na⁺,Ca⁺,H⁺ և այլն), բացասական իոնները`դեպի անոդ և կոչվում են անիոններ (Cl^-, SO₄^2- և այլն ):

3. Դիսոցումը դարձելի պրոցես է:

7.3. Դիսոցման մեխանիզմը

Լուծվող էլոկտրոլիտի կառուցվածքից կախված` դիսոցումն ընթանում է տարբեր մեխանիզմով: Էլեկտրոլիտների համար բնորոշ են իոնական բյուրեղացանցեր (օրինակ` աղերը) և բևեռային մոլեկուլներով (օրինակ` թթուները), կառուցվածքները:

Քննարկենք NaCl-ի լուծելիությունը ջրում (նկ. 7.1):

NaCl–ի բյուրեղը ջրում լուծելիս ջրի բևեռային մոլեկուլները կողմնորոշվում և հակառակ բևեռներով ձգվում են բյուրեղային ցանցի հանգույցներում գտնվող իոնների կողմից: Դրա հետևանքով իոնի ձգողության ուժը բյուրեղի հետ փոքրանում է ջրի դիէլեկտրիկ հաստատունի (ε = 81) չափով, իոնը դառնում է թույլ կապված բյուրեղի հետ և ջրի ջերմային շարժում կատարող այլ մոլեկուլների հարվածների շնորհիվ այդ իոններն անջատվում են բյուրեղից և անցնում ջրի մեջ: Ջրում լրիվ հիդրատացված Na⁺ և Cl^- իոնները կատարում են քաոսային շարժում և կարող են, բախվելով բյուրեղին, նորից վերադառնալ նրա մեջ, ուստի պրոցեսը կլինի դարձելի և որոշ ժամանակ անց կհասնի հավասարակշռության:

Բևեռային մոլեկուլներ ունեցող նյութերի (օրինակ HCl) դիսոցման դեպքում ջրի բևեռային մոլեկուլները կողմնորոշվում և ձգվում են դեպի լուծված դիպոլ մոլեկուլների հակառակ բևեռները (նկ. 7.2):

Դրա հետևանքով HCl–ի մոլեկուլում ձգողությունը բևեռների միջև թուլանում է և ջերմային շարժման հարվածների շնորհիվ մոլեկուլը տրոհվում է H+ և Cl- իոնների, որոնք լրիվ հիդրատացվում են:

որում H⁺ իոնը միանում է մեկ մոլեկուլ ջրի հետ, առաջացնելով H₃Օ⁺ հիդրոքսոնիում իոն: Առաջացած իոնները ջրում կատարելով քաոսային շարժում` կարող են բախվել և նորից միանալ, հետևաբար պրոցեսը կլինի դարձելի և կհասնի հավասարակշռության:

Պարզության համար դիսոցումը ջրում գրվում է առանց հիդրատացումը նշելու`

Հավասարակշռության վիճակում, հետևաբար, ընդհանուր առմամբ, դիսոցված կլինի էլեկտրոլիտի մի մասը միայն: Դիսոցման այդ չափը որոշվում է դիսոցման աստիճանով (α):

Էլեկտրոլիտի դիսոցման աստիճան կոչվում է տվյալ լուծույթում դրա դիսոցված մոլեկուլների (մոլերի) թվի հարաբերությունը ամբողջ լուծված մոլեկուլների (մոլերի) թվին:

Հաճախ դիսոցման աստիճանը արտահայտում են տոկոսներով

Դիսոցման աստիճանի առավելագույն արժեքը կարող է լինել մեկ կամ 100%:

Կախված դիսոցման աստիճանի մեծությունից` էլեկտրոլիտները լինում են

1. ՈՒժեղ էլեկտրոլիտներ, որոնց դիսոցման աստիճանը α > 30 %-ից: ՈՒժեղ էլեկտրոլիտներ են բոլոր լուծելի աղերը, շատ անօրգանական թթուներ, օրինակ H₂SO₄, HNO₃, HCl, HClO₄, ալկալիական մետաղների հիդրօքսիդները և այլն:

2. Միջին ուժի էլեկտրոլիտներ, որոնց դիսոցման աստիճանը 3 < α < 30 %: Այդպիսիք են որոշ օրգանական և անօրգանական թթուներ (H₃PO₄, H₂SO₃, HCOOH, H₂CrO₄ և այլն):

3. Թույլ էլեկտրոլիտներ, որոնց դիսոցման աստիճանը α < 3 %-ից: Թույլ էլեկտրոլիտներ են օրգանական թթուների մեծ մասը, որոշ անօրգանական թթուներ (H₂S, HCN, H₂SiO₃և այլն), d-տարրերի հիդրօքսիդների մեծ մասը:

Էլեկտրոլիտիկ դիսոցումը ինքնաբերաբար ընթացող պրոցես է: Նրա համար ∆G < 0: Գիբսի էներգիայի բացասական լինելը պայմանավորված է նրանով, որ հադրատացման (սոլվատացման) պրոցեսը ջերմանջատիչ է` ∆H < 0, լուծիչի մոլեկուլների փոխազդեցության էներգիան լուծվող նյութի հետ բավարար է լուծվող նյութի մոլեկուլում կամ բյուրեղում կապը քայքայելու համար: Միաժամանակ դիսոցման հետևանքով մասնիկների թիվը մեծանում է, ուստի ∆S > 0 և ∆G = ∆H - T∆S կլինի փոքր զրոյից:

7.4. Էլեկտրոլիտների դիսոցման վրա ազդող գործոնները

Էլեկտրոլիտների դիսոցման վրա ազդող կարևոր գործոններն են.

1. Դիսոցվող նյութի կառուցվածքը ինչպես ասվեց, Էլեկտրոլիտիկ դիսոցման մեծամասամբ ենթարկվում են կովալենտ բևեռային և իոնական կառուցվածք ունեցող նյութերը: Կովալենտ ոչ բևեռային կապեր ունեցող նյութերը` պարզ գազեր, ածխաջրածիններ մեծ մասամբ ոչ Էլեկտրոլիտներ են:

2. Լուծիչի բնույթը Էլեկտրոլիտները դիսոցվում են միայն բևեռային լուծիչներում (H₂O, հեղուկ NH₃) և չեն դիսոցվում ոչ բևեռային լուծիչներում (C₆H₆ և այլն): Օրինակ, քլորաջրածնի ջրային լուծույթը էլեկտրականության հաղորդիչ է, իսկ բենզոլային լուծույթը` ոչ:Ջրի դիէլեկտրիկ թափանցելիությունը ε = 81, իսկ բենզոլինը` 2.7: Հետևաբար ջրում քլորաջրածին լուծելիս H և Cl ատոմների միջև կապը թուլանում է 81, իսկ բենզոլում` 2.7 անգամ, ուստի վերջինս բավարար չէ դիսոցման համար:

3. Ջերմաստիճանը Դիսոցումը ջերմակլանիչ պրոցես է:

Այդ պատճառով ջերմաստիճանի բարձրացումից, ըստ Լե Շատելյեի սկզբունքի, հավասարակշռությունը տեաշարժվում է ջերմության կլանման կողմը և դիսոցման աստիճանը մեծանում է:

4. Էլեկտրոլիտի կոնցենտրացիան Դիսոցման հետևանքով մասնիկների թիվը մեծանում է: Հետևաբար կոնցենտրացիան (այսինքն միավոր ծավալում լուծված մասնիկների թիվը) մեծացնելիս, ըստ Լե Շատելյեի սկզբունքի, հավասարակշռությունը տեաշարժվում է դեպի մասնիկների թվի փոքրացման, այսինքն` դիսոցման հակառակ` ասոցման կողմը, ուստի դիսոցման աստիճանը փոքրանում է:

7.5. Դիսոցման հաստատաուն

Քանի որ էլեկտրոլիտների դիսոցումը դարձելի պրոցես է և հասնում է հավասարակշռության (բացառություն են կազմում ուժեղ էլեկտրոլիտների` օրինակ ալկալիական մետաղների հալոգենիդները) դրա համար կիրառելի են հավասարակշռության ընդհանուր օրենքները:

Ենթադրենք ունենք KA_m էլեկտրոլիտը: Նրա դիսոցման

հավասարակշռության հաստատունը`

Տվյալ դեպքում հավասարակշռության հաստատունը կոչվում է դիսոցման հաստատուն: K-ն հաստատուն թիվ է թույլ էլեկտրոլիտների համար, և ի տարբերություն դիսոցման աստիճանի, կոնցենտրացիալից կախված չէ:

Ենթադրենք KA թույլ էլեկտրոլիտը դիսոցվել է ըստ հավասարման: Նրա դիսոցման հաստատունը`

Ընդունենք, որ KA էլեկտրոլիտի սկզբնական կոնցենտրացիան C մոլ/լ է, դիսոցման աստիճանը`α: Հետևաբար հավասարակշռության պահին KA-ի դիսոցված քանակը 1լ լուծույթում կլինի Cα, ուստի [K⁺] և [A^-] իոնների քանակը ևս ըստ դիսոցման հավասարման կլինի Cα` [K⁺] = [A^-] = Cα: Չդիսոցված էլեկտրոլիտի քանակը կլինի C - Cα = C (1 - α): Տեղադրելով կոնցենտրացիաների արժեքները K-ի արտահայտութան մեջ կստանանք`

կամ

Այս հավասարումը արտահայտում է K-ի, α-ի և C-ի միջև կապը և կոչվում է Օստվալդի (1888) նոսրացման օրենք: Եթե ընդունենք, որ թույլ էլեկտրոլիտների համար α <<1 – ից, ապա հայտարարում α կարելի է հաշվի չառնել` 1-α ε1: Կստացվի K = α²C, որտեղից

Այս հավասարումից ևս երևում է, որ թույլ էլեկտրոլիտների դիսոցման հաստատունը հակադարձ համեմատականորեն է կախված կոնցենտրացիայից, այսինքն լուծույթը նոսրացնելիս դիսոցման աստիճանը մեծանում է:

Թույլ էլեկտրոլիտի դիսոցման աստիճանի կախումը իզոտոնիկ գործակցից պարզելու համար ենթադրենք, որ ընդհանուր դեպքում էլեկտրոլիտի մեկ մոլեկուլի դիսոցումից առաջանում են m թվով իոններ:

Օրինակ NaCl-ի դեպքում

CaCl₂-ի դեպքում

Այդ դեպքում C մոլի դիսոցումից կառաջանան mCα մոլ իոններ, և կմնա չդիսոցված C - Cα մոլ: Մասնիկների ընդհանուր թիվը կլինի mCα + C (1- α), ուստի իզոտոնիկ գործակիցը

այստեղից

Այսպիսով չափելով էլեկտրոլիտի կոլիգատիվ հատկությունները` կարելի է հաշվել i-ն և (7.11) բանաձևով որոշել էլեկտրոլիտի դիսոցման աստիճանը:

7.6. Էլեկտրոլիտների էլեկտրահաղորդականությունը

Էլեկտրոլիտների լուծույթների էլեկտրահաղորդականությունը կախված է լուծույթի կոնցենտրացիայից: Նրանց համար բնորոշ են.

Տեսակարար էլեկտրահաղորդականությունը, որը 1 սմ² մակերես ունեցող էլեկտրոդների միջև ամփոփված 1 սմ³ ծավալով լուծույթի էլեկտրահաղորդականությունն է: Փորձնականորեն ընդհանրապես որոշվում է ոչ թե էլեկտրահաղորդականությունը (x), այլ էլեկտրական դիմադրությունը (p):

Լուծույթի կոնցենտրացիան մեծացնելիս տեսակարար էլեկտրահաղորդականությունը ընդհանուր առմամբ մեծանում է:

Համարժեքային էլեկտրահաղորդականությունը 1 սմ հեռավորության վրա գտնվող էլեկտրոդների միջև ամփոփված մեկ համարժեք լուծված նյութ պարունակող լուծույթի էլեկտրահաղորդականությունն է:

Ի տարբերություն տեսակարար էլեկտրահաղորդականությանը, կոնցենտրացիան փոքրացնելիս համարժեքային էլեկտրահաղորդականությունը աճում է:

7.7. ՈՒժեղ էլեկտրոլիտների դիսոցումը

Էլեկտրոլիտների դիսոցման հաստատունը բաձարձակապես անկախ է կոնցենտրացիայից իդեալական լուծույթների համար, որտեղ չկա էլեկտրաստատիկ փոխազդեցություն իոնների միջև: Այդ պատճառով բերված բանաձևերը կիրառելի են թույլ էլեկտրոլիտների նոսր լուծույթների համար, որտեղ իոնների կոնցենտրացիան փոքր է, հեռավորությունը նրանց միջև մեծ, ուստի և փոխազդեցության ուժերը` աննշան:

ՈՒժեղ էլեկտրոլիտները լուծույթներում գործնականորեն լրիվ դիսոցված են, իոնների կոնցենտրացիան մեծ է, և հետրաբար հեռավորությունները նրանց միջև` փոքր: Ուրեմն էլեկտրաստատիկ փոխազդեցության ուժերը իոնների միջև ևս մեծ են, և այդ ուժերը մեծանում են կոնցենտրացիայի մեծացումից: Լուծույթում յուրաքանչյուր իոն շրջապատված է հակառակ լիցքավորված իոններով, որոնք դրա շուրջը առաջացնում են “իոնական մթնոլորտ”: Իոնների այդպիսի փոխազդեցությունը իրար հետ և լուծիչի մոլեկուլների հետ ազդում է դրանց շարժման արագության վրա էլեկտրական դաշտում: Լուծույթի էլեկտրահաղորդականությունը չափելիս իոնների ուղղված շարժումը դեպի համապատասխան էլեկտրոդները դանդաղում է, չափվում է փոքր էլեկտրահաղորդականություն, ուստի և դրանց համապատասխան դիսոցման աստիճան, որը փոքր է իրական դիսոցման աստիճանից: Այդ պատճառով ուժեղ էլեկտրոլիտի էլեկտրահաղորդականության միջոցով որոված դիսոցման աստիճանը կոչվում է թվացող դիսոցման աստիճան

Դրա հետևանքով էլեկտրոլիտի լուծույթի կոլիգատիվ, ինչպես նաև այն բոլոր հատկությունները, որոնք կախված են իոնների թվից դրսևորվում են այնպես, կարծես իոնների կոնցենտրացիան լուծույթում ավելի փոքր է, քան կա իրական դիսոցման հետևանքով: Իոնների այդ արդյունավետ գործող կոնցենտրացիան կոչվում է իոնների ակտիվություն:

Իոնների ակտիվությունը

որտեղ f-ը ակտիվության գործակիցն է: Այն փաստորեն բնութագրում է էլեկտրոլիտների իրական լուծույթների տարբերությունը իդեալական լուծույթներից: Անսահման նոսրացված լուծույթների համար, որտեղ փոխազդեցության ուժերը իոնների միջև բացակայում են, f = 1 և α = C:

Վերը նշված հավասարումներում իոնների կոնցենտրացիաների փոխարեն ակտիվությունները տեղադրելու դեպքում դրանք դառնում են կիրառելի ուժեղ էլեկտրոլիտների լուծույթների համար:

7.8. Թթուները, հիմքերը և աղերը էլեկտրոլիտիկ դիսոցման տեսանկյունից

Էլեկտրոլիտիկ դիսոցման տեսանկյունից

Թթուներ կոչվում են այն էլեկտրոլիտները, որոնք դիսոցվելիս որպես կատիոններ առաջացնում են միայն H⁺ իոններ:

Առաջացած անիոնը կոչվում է թթվային մնացորդ: Ջրածնի իոնների առավելագույն թիվը, որը կարող է առաջանալ թթվի մեկ մոլեկուլի դիսոցումից, կոչվում է թթվի հիմնայնություն: Օրինակ HCl, HNO₃, CH₃COOH – միահիմն թթուներ են, H₂SO₄, H₃PO₃-ը երկհիմն, H₃PO₄ եռհիմն:

Միահիմն թթուները բնականաբար դիսոցվում են մեկ փուլով

Բազմահիմն թթուները ենթարկվում են աստիճանական դիսոցման` հաջորդաբար պոկելով ջրածնի իոններ:

գումարային

Որպես կանոն, դիսոցման երկրորդ փուլը ընթանում է ավելի դըժվարությամբ և K₂<<K₁-ից, քանի որ մեծանում է թթվային մնացորդի բացասական լիցքը և ջրածնի իոնը ավելի դժվար է պոկվում, քան առաջին փուլում: Թթուների բազմափուլ դիսոցումով է պայմանավորված թթու աղերի առաջացումը:

Օրինակ H₂SO₄-ը առաջացնում է ինչպես չեզոք աղ Na₂SO₄, այնպես էլ թթու աղ` NaHSO₄:

Թթուների ուժը (դիսոցման աստիճանը) կախված է բազմաթիվ գործոններից: Անթթվածնավոր թթուների (Hn+նn-) ուժը կախված է թթու առաջացնող տարրի իոնի շառավղից (r) և նրա օքսիդացման աստիճանից (n): Այն մեծանում է r-ի մեծացման և n-ի փոքրացման հետ մեկտեղ: Օրինակ, HCl, HBr, HY շարքում դիսոցման աստիճանը մեծանում է, որովհետև r-ը աճում է: HCl, H₂S դեպքում դիսոցման աստիճանը նվազում է, որովհետև n-ը աճում է: Թթվածնավոր թթուների` ն^+(2m+n)O_m(OH)_nուժը կախված է տարրի (ն) բնույթից և n-ի ու m-ի արժեքներից: Թթուների ուժը աճում է m-ի աճման և n-ի նվազման հետ: Օրինակ,

Օրինակ H₂SO₄-ը առաջացնում է ինչպես չեզոք աղ Na₂SO₄, այնպես էլ թթու աղ` NaHSO₄:

Թթուների ուժը (դիսոցման աստիճանը) կախված է բազմաթիվ գործոններից: Անթթվածնավոր թթուների ուժը կախված է թթու առաջացնող տարրի իոնի շառավղից (r) և նրա օքսիդացման աստիճանից (n): Այն մեծանում է r-ի մեծացման և n-ի փոքրացման հետ մեկտեղ: Օրինակ, HCl, HBr, HY շարքում դիսոցման աստիճանը մեծանում է, որովհետև r-ը աճում է: HCl, H₂S դեպքում դիսոցման աստիճանը նվազում է, որովհետև n-ը աճում է: Թթվածնավոր թթուների` ուժը կախված է տարրի (Э) բնույթից և n-ի ու m-ի արժեքներից: Թթուների ուժը աճում է m-ի աճման և n-ի նվազման հետ:

Օրինակ,

HOCl, H₃BO₃, H₄SiO₄, H₆TeO₆,

Cl(OH), B(OH)₃, Si(OH)₄, Te(OH)₆ շարքում m = 0 և n-ը աճում է, այդ պատճառով թթուների ուժը փոքրանում է :

HNO₂, H₂SiO₂, H₅YO₆

NOOH, SiO(OH)₂, YOOH)₅ m = 1 և դրանք միջին ուժի թթուներ են:

HNO₃, H₂SO₄

NO₂OH, SO₂(OH)₂ թթուների համար m = 2 և դրանք ուժեղ թթուներ են:

Հիմքեր կոչվում են այն էլեկտրոլիտները, որոնց դիսոցումից որպես անիոններ առաջանում են միայն OH^- հիդրօքսիլ իոններ:

Հիդրօքսիլ խմբերի առավելագույն թիվը, որը կարող է առաջանալ հիմքի մեկ մոլեկուլի դիսոցումից կոչվում է հիմքի թթվայնություն: NaOH-ը միաթթու, Ca(OH)₂ –ը երկթթու հիմք է: Միաթթու հիմքերը բնականաբար դիսոցվում են մեկ փուլով

Բազմալիցք կատիոնների (բազմաթթու) hիմքերը ենթարկվում են աստիճանական դիսոցման:

Դրանով է բացատրվում այդպիսի հիմքերի կողմից հիմնային աղերի առաջացումը` օրինակ. ZnOHCl, (CuOH)₂CO₃:

Որոշ հիդրօքսիդներ ջրում կարող են դիսոցվել և՛ թթվային, և՛ հիմնային բնույթով: Օրինակ

Այդպիսի հիդրօքսիդները կոչվում են ամֆոտեր հիդրօքսիդներ:

Ընդ որում` թթվային միջավայրում հավասարակշռությունը տեղաշարժվում է աջ, իսկ հիմնայինում` ձախ: Այդպիսի երկդիմի հատկության պատճառն այն է, որ հիդրօքսիդի մոլեկուլում մետաղի և թթվածնի միջև եղած կապի ամրությունը քիչ է տարբերվում ջրածնի և թթվածնի միջև եղած կապի ամրությունից:

Աղեր կոչվում են այն էլեկտրոլիտները, որոնց դիսոցումից առաջանում են մետաղի (կամ կոմպլեքս) կատիոններ և թթվային մնացորդի անիոններ:

Աղերը լինում են չեզոք Al₂(SO₄)₃, թթու` Ca(H₂PO₄)₂ և հիմնային` (CuOH)₂CO₃:

Չեզոք աղերը դիսոցվում են մեկ փուլով

Թթու և հիմնային աղերը ենթարկվում են աստիճանական դիսոցման:

7.9. Ջրի դիսոցումը: Ջրածնական ցուցիչ

Ջուրը թույլ էլեկտրոլիտ է, դիսոցվում է չնչին չափով և ունի փոքր հաղորդականություն, նրա դիսոցման աստիճանը 25⁰C-ում 1.8 ∙ 10^-16 է: Ջրի դիսոցման պարզեցված հավասարումը (առանց հիդրատացիան հաշվի առնելու)

ցույց է տալիս, որ նա ամֆոտեր էլեկտրոլիտ է և կարող է հանդես գալ և որպես թթու, և որպես հիմք:

Դիսոցման հաստատունը`

Քանի որ K = 1.8 ∙ 10-16 այսինքն` 555 միլիոն մոլեկուլներից մեկն է դիսոցվում, հետևաբար կարելի է ընդունել, որ դիսոցման հետևանքով ջրի կոնցենտրացիան գործնականորեն չի փոխվում` մնում է հաստատուն [H₂O] = const: Այդ պատճառով երկու հաստատունների K∙ [H₂O] արտադրյալը կարելի է նշանակել նոր հաստատունով` KH₂O, և վերը բերված հավասարումը կընդունի

տեսքը: K_H2O– ն կոչվում է ջրի իոնական արտադրյալ: Քանի որ 1 լ ջրի զանգվածը 1000գ է, ապա

Հետևաբար K_H2O = K ∙ [H₂O] = 1.8 ∙ 10^-16 ∙ 55 = 10^-14: Նշանակում է, որ ջրում և ջրային լուծույթներում H⁺և OH^-իոնների կոնցենտրացիաների արտադրյալը հաստատուն է և 25⁰C-ում հավասար է 10^-14-ի:

Քանի որ չեզոք միջավայրում [H⁺] = [OH^-], ապա

Եթե ջրի մեջ ավելացնենք թթու, H⁺ իոնների կոնցենտրացիան կմեծանա, ջրի դիսոցման հավասարակշռությունը ըստ Լե Շատելյեի սկզբունքի կտեղաշարժվի դեպի ձախ, որի հետևանքովOH^- իոնների կոնցենտրացիան կփոքրանա, այնպես որ արտադրյալը մնա 10^-14:

Հետևաբար [OH^-]<10^-7(10^-8, 10^-9և այլն):

Հետևաբար`

Չեզոք միջավայրում [H⁺] = [OH^-] = 10^-7:

Թթվային միջավայրում [H⁺]>10^-7, [OH^-]<10^-7:

Հիմնային միջավայրում [H⁺]<10^-7, [OH^-]>10^-7:

Եթե ջրի մեջ ավելացնենք հիմք, կմեծանա OH^- իոնների կոնցենտրացիան, ուստի նույն պատճառով կնվազի H⁺ իոնների կոնցենտրացիան [H⁺]<10^-7:

Քանի որ [H⁺] և [OH-] իոնների կոնցենտրացիաները ջրային լուծույթներում բացասական ցուցիչներով կոտորակային թվեր են և հարմար չեն օգտագործելու համար, միջավայրի թթվայնությունը կամ հիմնայնությունը արտահայտում են ոչ թե կոնցենտրացիաներով, այլ դրա տասնորդական լոգարիթմով` վերցրած հակառակ նշանով: Այդ մեծությունը ջրածնի իոնի դեպքում անվանում են ջրածնական ցուցիչ (pH)

Ջրածնական ցուցիչը ջրածնի իոնների կոնցենտրացիայի տասնորդական լոգարիթմն է` բացասական նշանով:

Հիդրօքսիլային ցուցիչը pOH = -lg[OH^-]: Եթե լոգարիթմենք (7.16) հավասարումը բացասական նշանով կստանանք -lg[H⁺] - lg[OH^-]=14, հետևաբար`

Չեզոք միջավայրում pH = -lg[H⁺] = 7: Թթվային միջավայրում, քանի որ [H⁺]>10^-7ապա pH<7: Հիմնային միջավայրում [H⁺]<10^-7ապա pH>7:

Այսպիսով`

Չեզոք միջավայրում pH = 7:

Թթվային միջավայրում pH<7:

Հիմնային միջավայրում pH >7:

Ջրածնական ցուցիչը չափելու համար գոյություն ունեն հատուկ սարքեր` pH-մետրեր: Որակապես այն որոշվում է տվյալ միջավայրում որոշ նյութերի ինդիկատորների գույների փոփոխությամբ: Աղյուսակ 7.1-ում բերված են բնորոշ ինդիկատորների գույները` տարբեր միջավայրերում:

Կարևորագույն ինդիկատորների գույները տարբեր միջավայրերում:

Բնորոշ ինդիկատորները թույլ թթուներ կամ հիմքեր են, որոնց գույնը մոլեկուլային և իոնական վիճակներում նույնը չէ: Ենթադրենք ինդիկատորը թույլ թթու է և ջրային լուծութում մասամբ դիսոցվում է:

Եթե լուծույթը թթվեցնենք, այսինքն` ավելացնենք H⁺ իոնների կոնցենտրացիան, ապա հավասարակշռությունը կտեղաշարժվի դեպի ձախ և Բ գույնը կվերածվի Ա գույնի: Եթե ավելացնենք հիմք, OH^- իոնները կփոխազդեն H⁺ իոնների հետ, վերջիններիս կոնցենտրացիան կփոքրանա, ուստի հավասարակշռությունը կտեղաշարժվի դեպի աջ, Ա գույնը կանհետանա, և երևան կգա Բ-ն: Միջավայրի pH-ի մեծությունը խիստ կարևոր է ինչպես բնության մեջ, այնպես էլ արտադրական գործընթացներում: Աղյուսակ 7.2-ում բերված են որոշ լուծույթների pH-ները և դրանց համապատասխան միջավայրը:

7.10. Լուծելիության արտադրյալ

Էլեկտրոլիտ պինդ նյութի (օրինակ աղի) լուծման ժամանակ պինդ նյութից լուծույթ են անցնում իոնները և հագեցած լուծո ւյթում հաստատվում է հավասարակշռություն պինդ աղի և իոնների միջև:

Այդ պրոցեսի հավասարակշռության հաստատունը արտահայտվում է հավասարմամբ:

Քիչ լուծվող էլեկտրոլիտի դեպքում կարելի է ընդունել, որ դիսոցման հետևանքով պինդ աղի կոնցենտրացիան չի փոխվում, հաստատուն է և նշանակել K ∙ [KA] արտադրյալը մի նոր հաստատունով, անվանելով լուծելիության արտադրյալ (ԼԱ):

Կստացվի

Լուծելիության արտադրյալը կարելի է հաշվել` իմանալով տվյալ ռեակցիայի ∆G⁰-ն ∆G⁰ = RTlnK բանաձևից, ինչպես նաև աղի լուծելիությունը:

Ելնելով լուծելիության արտադրյալից կարելի է կանխատեսել` տվյալ աղը լուծույթում նստվածք կառաջացնի, թե` ոչ: Եթե տվյալ լուծույթում աղի իոնների կոնցենտրացիաների արտադրյալը մեծ է լուծելիության արտադրյալից [K⁺] ∙ [A^-] > ԼԱ , ապա լուծույթը գերհագեցած է, և նրանից կանջատվի աղի նստվածք: Հակառակ դեպքում` աղը կլուծվի:

Լուծելիության արտադրյալը լավ լուծվող (ուժեղ) էլեկտրոլիտների համար հաստատուն մեծություն է, եթե իոնների կոնցենտրացիաների փոխարեն վերցնենք նրանց ակտիվությունները:

7.11. Իոնափոխանակման ռեակցիաներ

Ռեակցիաները իոնների մեջ ընթանում են մեծ արագությամբ և ըստ էլեկտրոլիտիկ դիսոցման տեսության լուծույթներում էլեկտրոլիտների միջև ընթացող ռեակցիաները փաստորեն ռեակցիաներ են իոնների միջև: Այդպիսի ռեակցիաները կոչվում են իոնափոխանակման ռեակցիաներ, իսկ դրանց իոնների տեսքով գրված հավասարումները` իոնամոլեկուլային հավասարումներ: Իոնամոլեկուլային հավասարումները կազմելու համար թույլ էլեկտրոլիտները, նստվածքները և գազային նյութերը գրվում են մոլեկուլային, իսկ ուժեղ էլեկտրոլիտները` իոնների տեսքով: Նստվածք առաջացնող նյութերի բանաձևերի կողքին դրվում է ներքև ուղղված իսկ գազային նյութերի բանաձևերի կողքին` վեր ուղղված սլաքներ:

Քննարկենք էլեկտրոլիտների միջև իոնափոխանակման ռեակցիաների բնորոշ դեպքեր, երբ ռեակցիայի հավասարակշռությունը խիստ տեղաշարժվում է դեպի վերջանյութերի առաջացման կողմը:

1. Նստվածքի առաջացումով ուղեկցվող ռեակցիաներ

Ջրային լուծույթում կալիումի սուլֆատը փոխազդում է բարիումի քլորիդի հետ` առաջացնելով բարիումի սուլֆատի նստվածք: Ռեակցիայի մոլեկուլային հավասարումը կլիլնի

Քանի, որ BaCl2–ը, K2SO4–ը և KCl-ը ուժեղ էլեկտրոլիտներ են, իոնամոլեկուլային հավասարումը կազմելիս դրանք գրվում են դիսոցված, իսկ անլուծելի BaSO4 –ը մոլեկուլային տեսքով

Այսպիսի հավասարումը կոչվում է լրիվ իոնամոլեկուլային հավասարում: Հավասարման աջ և ձախ մասերի համեմատությունից երևում է, որ K⁺և Cl^-իոնները ռեակցիային չեն մասնակցել, ուստի դրանք կարելի է հանել հավասարումից (կրճատել): Ստացված հավասարումը կոչվում է կրճատ իոնամոլեկուլային հավասարում`

Այսպիսով ռեակցիայի էությունն այն է, որ Ba²⁺ իոնները միանում են իոնների հետ` առաջացնելով BaSO₄ նստվածք: Այդ պատճառով ռեակցիայի հավասարակշռությունը խիստ տեղաշարժվում է դեպի աջ (∆G = - 60կՋ/մոլ):

Կրճատ իոնամոլեկուլային հավասարումները ավելի պարզ են և ունեն ավելի ընդհանուր բնույթ: Դրանց կարող են համապատասխանել մի քանի մոլեկուլային հավասարումներ: Օրինակ BaSO₄–ի առաջացման կրճատ իոնամոլեկուլային հավասարմանը կհամապատասխանեն բոլոր այն մոլեկուլային հավասարումները, որտեղ աջ մասում վերցված են Ba-ի լուծելի աղ (օր. Ba(NO₃)₂) և լուծելի սուլֆատ (օր. Na₂SO₄):

2. Գազային (ցնդող) նյութերի առաջացմամբ ընթացող ռեակցիաներ

Լուծույթում նատրիումի սուլֆիդի և աղաթթվի փոխազդեցութան արդյունքում առաջանում է գազային նյութ` ծծմբաջրածին: Մոլեկուլային հավասարումը կլինի

Լրիվ իոնամոլեկուլային հավասարումը

Na⁺ և Cl^-իոնները ռեակցիային չեն մասնակցել, ուստի կրճատ իոնամոլեկուլային հավասարումը կլինի`

Քանի որ H⁺ և S^2- իոնները ծախսվում են չդիսոցվող H₂S-ի վրա, որը նաև հիմնականում հեռանում է լուծույթից, ուստի հավասարակշռությունը տեղաշարժվում է դեպի աջ: Քանի որ, տաքացման պայմաններում, H₂S-ը լրիվ հեռանում է, հավասարակշռությունը ավելի է տեղաշարժվում դեպի աջ, ռեակցիան ընթանում է մինչև վերջ: Ռեակցիայի ∆S > 0 և ջերմաստիճանը բարձրացնելիս (∆G = ∆H - T∆S) ∆G-ն դառնում է ավելի բացասական:

3. Թույլ էլեկտրոլիտի առաջացմամբ ընթացող ռեակցիաներ

Լուծույթում աղաթթվի և նատրիումի հիդրօքսիդի փոխազդեցության արդյունքում առաջանում է թույլ էլեկտրոլիտ` ջուր: Մոլեկուլային հավասարումը կլինի

Իոնամոլեկուլային հավասարումը

Կրճատ իոնամոլեկուլային հավասարումը կլինի`

Այն ցույց է տալիս, որ այդ փոխազդեցությունը իրենից ներկայացնում է H⁺ և OH^- իոնների չեզոքացում, և ռեակցիան ցանկացած ուժեղ թթվի և ուժեղ հիմքի միջև փոխազդեցություն է H⁺ և OH^- իոնների միջև: Դա հաստատվում է նաև նրանով, որ անկախ ուժեղ թթվի և ուժեղ հիմքի տեսակից ռեակցիայի ջերմային էֆեկտը ցանկացած ուժեղ թթվի և ուժեղ հիմքի միջև ∆H = - 57.5կՋ/մոլ: Այդ պատճառով էլ ռեակցիաները թթուների և հիմքերի միջև կոչվում են չեզոքացման ռեակցիաներ:

Այսպիսով իոնափոխանակման ռեակցիանեը էլեկտրոլիտների լուծույթներում գործնականորեն ընթանում են մինչև վերջ, եթե առաջանում են վատ դիսոցվող նյութ, նստվածք կամ գազային միացություն:

Որոշ գործնականորեն ոչ դարձելի ռեակցիաներ ուղեկցվում են անկայուն նութերի առաջացմամբ, որոնք քայքայվելով առաջացնում են վատ դիսոցվող կամ քիչ լուծվող նյութեր: Օրինակ

Առաջանում է թույլ էլեկտրոլիտ (H₂O) և գազ (SO₂) և երկու նյութերն էլ հավասարակշռությունը տեղաշարժում են աջ

Քանի որ ռեակցիայի ∆S > 0, ջերմաստճանի բարձրացումից այն ավելի է տեղաշարժվում դեպի աջ:

Եթե թույլ էլեկտրոլիտ կամ վատ լուծվող նյութ կա և՛ ելանյութերի, և՛ վերջանյութերի մեջ, ապա հավասարակշռությունը տեղաշարժվում է այն նյութի առաջացման կողմը, որի դիսոցման հաստատունը ավելի փոքր է: Օրինակ.

Առաջին դեպքում հավասարակշռությունը տեղաշարժվում է դեպի ձախ, որովհետև HCN-ի դիսոցման հաստատունը

շատ ավելի փոքր է, քան քացախաթթվինը

Երկրորդ դեպքում հավասարակշռությունը խիստ տեղաշարժվում է դեպի աջ, քանի որ

7.12. Աղերի հիդրոլիզ

Հիդրոլիզ նշանակում է քայքայում ջրով: Հիդրոլիզի ենթարկվում են շատ քիմիական միացություններ` աղեր, ածխաջրեր, սպիտակուցներ, ճարպեր և այլն:

Անօրգանական նյութերից հիմնականում հիդրոլիզի ենթարկվում են աղերը:

Աղի հիդրոլիզ կոչվում է աղի փոխանակման ռեակցիան ջրի հետ, որի արդյունքում առաջանում են վատ դիսոցվող նյութեր (կամ վատ դիսոցվող բարդ իոններ):

Հիդրոլիզը չեզոքացման ռեակցիայի հակառակ ռեակցիան է: Քանի որ չեզոքացման ռեակցիաները թույլ թթուների և թույլ հիմքերի միջև մինչև վերջ չեն ընթանում, ապա նրանցից ստացված աղերը հիդրոլիզի ենթարվում են, ընդ որում այն չափով, ինչ չափով որ չեզոքացման ռեակցիան տեղի չի ունենում:

ՈՒժեղ թթուները և ուժեղ հիմքերը փոխազդում են մինչև վերջ, ուստի նրանցից ստացված աղերը հիդրոլիզի չեն ենթարկվում, հետևաբար հնարավոր են աղերի հիդրոլիզի երեք դեպք:

1. ՈՒժեղ թթվից և թույլ հիմքից ստացված աղի հիդրոլիզ: Ենթադրենք ջրի մեջ լուծվել է ամոնիումի քլորիդ (NH₄Cl): Մինչև աղի լուծումը ջրում գոյություն ուներ

հավասարակշռությունը, ուստի և չեզոք միջավայր:

Ամոնիումի քլորիդը ուժեղ էլեկտրոլիտ է և ջրում լուծելիս գործնականորեն լրիվ դիսոցվում է

Առաջացած իոնները ջրի իոնների հետ կարող են սկզբունքորեն տալ հետևյալ փոխազդեցությունները`

Քանի որ HCl-ը ուժեղ էլեկտրոլիտ է (3) հավասարման հավասարակշռությունը խիստ տեղաշարժվում է դեպի ձախ, և փաստորեն H⁺ և Cl^-իոնները չեն փոխազդում: NH₄OH-ը թույլ էլեկտրոլիտ է, ուստի (4) հավասարման հավասարակշռությունը, ընդհակառակը, տեղաշարժվում է դեպի աջ: Հետևաբար OH^- իոնները այդ ռեակցիայի հետանքով ծախսվում են, որի հետևանքով ջրի դիսոցման (1) հավասարակշռությունը կտեղաշարժվի դեպի աջ, ջրի նոր մոլեկուլներ կդիսոցվեն, առաջացած OH^- իոնները նորից կծախսվեն (4)-ի վրա, իսկ H⁺ իոնները կկուտակվեն: Կստեղծվի թթվային միջավայր: Եթե գումարենք (1-4) հավասարումները, իոնները աջ ու ձախ մասերում կկրճատվեն, և կստացվի հիդրոլիզի գումարային հավասարումը`

Կրճատ իոնամոլեկուլային հավասարումից երևում է, որ իսկապես ստացվել է թթվային միջավայր (pH<7)

Եթե հիդրոլիզի ենթարկվում է բազմաթթու թույլ հիմքի և ուժեղ թթվի աղ, տեղի է ունենում աստիճանական հիդրոլիզ:

Հիդրոլիզը ընթանում է փուլերով, ընդ որում` հիմնականում տեղի է ունենում առաջին փուլը: Օրինակ, CuCl₂-ը առաջացել է թույլ հիմք Cu(OH)₂-ից, որը երկթթու հիմք է:

Հիդրոլիզի այս տեսակը, երբ աղը կազմված է թույլ հիմքի կատիոնից և ուժեղ թթվի անիոնից, կոչվում է հիդրոլիզ ըստ կատիոնի:

Աղի մեջ եղած կատիոնները (Kⁿ⁺⁾ միանում են հիդրատացնող ջրի մոլեկուլների հետ` դոնորակցեպտորային կապով: Դոնոր է հանդիսանում ջրում պարունակվող թթվածնի ատոմը, որն ունի երկու ազատ էլեկտրոնային զույգեր, իսկ ակցեպտոր` կատիոնը, որն ունի դատարկ քվանտային բջիջներ:

Ինչքան մեծ է կատիոնի լիցքը և փոքր է շառավիղը (Cu²⁺, Fe³⁺), այնքան նրա բևեռացնող ազդեցությունը ջրի վրա մեծ է, և հիդրոլիզը ավելի խորն է ընթանում:

2. ՈՒժեղ հիմքից և թույլ թթվից ստացված աղի հիդրոլիզ: Կալիումի ցիանիդը գոյացել է ուժեղ հիմք KOH-ից և թույլ թթու HCN-ից:

Հիդրոլիզի արդյունքում կառաջանա հիմնային միջավայր (pH>7)

Այսպիսի հիդրոլիզը անվանում են հիդրոլիզ ըստ անիոնի:

Անիոնները (A^n-) միանում են ջրի մոլեկուլի հետ ջրածնական կապով: Եթե անիոնի բևեռացնող ազդեցությունը մեծ է (այդպիսիք են թույլ թթուների անիոնները` և այլն), ապա տեղի է ունենում ջրի մոլեկուլից պրոտոնի (H⁺) պոկում, և ջրածնական կապը վեր ածվում է կովալենտի:

Անիոնը առաջացնում է թթու կամ ջրածին պարունակող թթվային մնացորդ, եթե անիոնի լիցքը մեծ է մեկից (առաջանալիք թթուն բազմահիմն է): Այդ պատճառով բազմահիմն թույլ թթուներից և ուժեղ հիմքերից գոյացած աղերը ենթարկվում են աստիճանական հիդրոլիզի, ընդ որում` հիմնականում ընթանում է առաջին փուլը` առաջացնելով թթու աղ և հիմք:

Որքան մեծ է n-ը և փոքր անիոնի շառավիղը, այնքան ավելի ուժեղ է անիոնների (A^n-) փոխազդցությունը պրոտոնի հետ:

Թույլ հիմքից և թույլ թթվից գոյացած աղի հիդրոլիզ: Այսպիսի աղերը ենթարվում են հիդրոլիզի ինչպես ըստ կատիոնի, այնպես էլ ըստ անիոնի: Օրինակ

Կախված այն բանից, թե գոյացած թույլ հիմքից և թույլ թթվից որն է ավելի ուժեղ, միջավայրը կարող է լինել թույլ թթվային կամ թույլ հիմնային, այսինքն` միջավայրի pH-ը կլինի 7-ին մոտ:

Եթե կատիոնները և անիոնները ունեն ոչ մեծ լիցք և մեծ չափեր, դրանց բևեռացնող ազդեցությունը ջրի վրա փոքր է և գործնականում ջրի հետ չեն փոխազդում: Այդպիսիք են ալկալիական մետաղների (ուժեղ հիմքերի) կատիոնները և ուժեղ թթուների անիոնները: Այդ պատճառով ուժեղ թթվից և ուժեղ հիմքից ստացված աղերը հիդրոլիզի չեն ենթարկվում:

Հիդրոլիզը հիմնականում դարձելի պրոցես է և հասնում է հավասարակշռության: Հետևաբար քանակապես այն բնութագրվում է հիդրոլիզի աստիճանով

Հիդրոլիզի աստիճանը աղի հիդրոլիզի ենթարկված մոլեկուլների (մոլերի) թվի հարաբերությունն է ամբողջ մոլեկուլների (մոլերի) թվին (v):

Հիդրոլիզի աստիճանը ընդհանուր առմամբ մեծ թիվ չէ և ուժեղ հիմքից և թույլ թթվից, ինչպես և ուճեղ թթվից և թույլ հիմքից առաջացած աղերի դեպքում սենյակի ջերմաստիճանում լինում է մինչև 1%: Ջերմաստիճանի բարձրացումից հիդրոլիզի աստիճանը մեծանում է, քանի որ հիդրոլիզը էնդոթերմ պրոցես է (∆H > 0): Միաժամանակ աստիճանական հիդրոլիզի դեպքում ջերմաստիճանի բարձրացումից մեծանում է և մյուս փուլերի հիդրոլիզի աստիճանը և հիդրոլիզը կարող է ընթանալ մինչև վերջ: Օրինակ` սենյակի ջերմաստիճանում FeCl₃-ի հիդրոլիզը ընթանում է հիմնականում առաջին փուլով:

Ջերմաստիճանի բարձրացումից ընթանում են հաջորդ փուլերը ևս, և առաջանում է Fe(OH)₃-ի նստվածք:

KA աղի (K–կատիոն, A-անիոն) հիդրոլիզի հավասարումը ընդհանուր տեսքով կլինի

Հավասարակշռության հաստատունը

Քանի որ նոսր լուծույթներում հիդրոլիզի հետևանքով ջրի կոնցենտրացիան չի փոխվում, հաստատուն է, K[H₂O] երկու հաստատունների արտադրյալը կարելի է նշանակել մի նոր հաստատունով` K_հ:

Այդ հաստատունը կոչվում է հիդրոլիզի հաստատուն: Որքան մեծ է հիդրոլիզի հաստատունը, այնքան ավելի մեծ չափով է տեղի ունենում հիդրոլիզը: Ըստ անիոնի հիդրոլիզի դեպքում (ուժեղ հիմքից և թույլ թթվից ստացված աղի հիդրոլիզ) հիմքի կոնցենտրացիան գործնականում հավասար է OH^- իոնների կոնցենտրացիային [KOH] = [OH^-], իսկ աղի կոնցենտրացիան` անիոնի կոնցենտրացիային [KA] = [A^-], հետևաբար`

Այսինքն

Այստեղից երևում է, որ որքան K_թթու-ն (թթվի դիսոցման հաստատունը) փոքր է, այնքան K_հ-ը կլինի ավելի մեծ, այսինքն որքան թթուն թույլ է, այնքան նրա աղերը լրիվ են ենթարկվում հիդրոլիզի:

Ըստ կատիոնի հիդրոլիզի դեպքում (թույլ հիմքից և ուժեղ թթվից ստացված աղի հիդրոլիզ)

Այսինքն, որքան թույլ է հիմքը, այնքան նրա աղերը լավ են ենթարկվում հիդրոլիզի: Եթե հիդրոլիզը ընթանում է և՛ ըստ կատիոնի, և՛ ըստ անիոնի (թույլ թթվից և թույլ հիմքից), ապա

Սյդպիսի աղերը ավելի լրիվ կենթարկվեն հիդրոլիզի:

Կոնցենտրացիայից հիդրոլիզի աստիճանը կախված է հակադարձ համեմատականորեն, այսինքն, որքան նոսր է աղի լուծույթը, այնքան դրա հիդրոլիզը ավելի մեծ չափով տեղի կունենա: Դա երևում է հիդրոլիզի աստիճանի արտահայտությունից:

Լուծույթը նոսրացնելիս կոտորակի համարիչը կփոքրանա քառակուսի աստիճանով, իսկ հայտարարը` առաջին աստիճանով: Իսկ քանի որ K_h-ը կոնցենտրացիայից կախված չէ, ապա աղի նոր քանակ պետք է հիդրոլիզի ենթարկվի, որպեսզի հայտարարը էլի փոքրանա, և K_h-ը մնա հաստատուն:

Ամփոփում: Թթուները, հիմքերը և աղերը ջրում լուծելիս նրանց մոլեկուլները դիսոցվում են լիցքավորված մասնիկների` իոնների, այդ պատճառով կոլիգատիվ հատկությունները ավելի մեծ են ստացվում, և լուծույթը ձեռք է բերում էլեկտրահաղորդականություն: Այդ նյութերը կոչվում են էլեկտրոլիտներ: Դիսոցումը դարձելի պրոցես է, հասնում է հավասարակշռության և բնութագրվում է դիսոցման աստիճանով ու դիսոցման հաստատունով: Ուժեղ էլեկտրոլիտներում հարակցական ուժերը իոնների միջև մեծ են և իոնների գործող կոնցենտրացիան կոչվում է ակտիվություն: Ջրային լուծույթներում [H⁺] և [OH^-] իոնների կոնցենտրացիաների արտադրյալը հաստատուն է և կոչվում է ջրի իոնական արտադրյալ`

Այդ լուծույթներում միջավայրը արտահայտվում է ջրածնական ցուցիչով (pH), որը ջրածնի իոնների կոնցենտրացիայի բացասական լոգարիթմն է` pH = -lg[H⁺]: Չեզոք միջավայրում pH=7, թթվային` pH<7, հիմնային` pH>7: Աղերի հիդրոլիզը դրանց փոխանակման ռեակցիան է ջրի հետ, որի դեպքում տեղի ունի H⁺ և OH^- իոնների կոնցենտրացիայի փոփոխություն, շնորհիվ վատ դիսոցվող նյութի (իոնի) առաջացման:

Հիդրոլիզի ենթարկվում են թույլ թթվից և ուժեղ հիմքից, ուժեղ թթվից և թույլ հիմքից, թույլ թթվից և թույլ հիմքից գոյացած աղերը: Եթե թույլ թթուն բազմահիմն է կամ թույլ հիմքը բազմաթթու, տեղի է ունենում աստիճանական հիդրոլիզ:

Սովորելու նպատակը: Այս բաժինը սովորելուց հետո դուք պետք է կարողանաք.

1.Բացատրել դիսոցման մեխանիզմը, ձևակերպել «էլեկտրոլիտներ» հասկացությունը, իզոտոնիկ գործակցի իմաստը:

2.Ձևակերպել «դիսոցման աստիճան» հասկացությունը, որոշել ուժեղ, թույլ, միջին էլեկտրոլիտները:

3.Ձևակերպել «դիսոցման հաստատուն» հասկացությունը, դիսոցման հաստատունի, դիսոցման աստիճանի և կոնցենտրացիայի միջև կախումը (Օստվալդի նոսրացման օրենք):

4.Տարբերել լուծույթներում ուժեղ էլեկտրոլիտների վիճակը թույլ, էլեկտրոլիտներից:

5.Բնութագել թթուները, հիմքերը և աղերը էլեկտրոլիտիկ դիսոցման տեսակետից:

6.Ձևակերպել «ջրի իոնական արտադրյալ» հասկացությունը:

7.Բացատրել ինչ է ջրածնական ցուցիչը, նրա արժեքների միջակայքը թթու և հիմնային միջավայրերում:

8.Ձևակերպել «ջրի իոնական արտադրյալ» հասկացությունը, բնութագրել, որ աղերը կենթարկվեն հիդրոլիզի, գրել գործընթացների մոլեկուլային և իոնամոլեկուլային հավասարումները:

9.Ձևակերպել «հիդրոլիզի աստիճան» հասկացությունը, տալ նրա կախումը ջերմաստիճանից և կոնցենտրացիայից:

Հիմնական հասկացությունները:

1.Էլեկտրոլիտներ կոչվում են այն նյութերը, որոնց լուծույթները կամ հալույթները հաղորդում են էլեկտրական հոսանք:

2. Դիսոցման աստիճան դիսոցված մոլերի թվի հարաբերությունն է լուծված մոլերի թվին

3. ՈՒժեղ կոչվում են այն Էլեկտրոլիտները, որոնց α>30%, միջին` 3<α<30%, թույլ` α<3%:

4. Դիսոցման հաստատուն հավասարակշռության պահին իոնների կոնցենտրացիայի հարաբերույթունն է չդիսոցված էլեկտրոլիտի կոնցենտրացիային: Եթե XY թույլ էլեկտրոլիտը դիսոցվել է ըստ հավասարման,

5. Օստվալդի նոսրացման օրենք որտեղ C-ն էլեկտրոլիտի կոնցենտրացիան է, α-ն` դիսոցման աստիճանը, K-ն` դիսոցման հաստատունը:

6. Իոների ակտիվություն (a) ուժեղ Էլեկտրոլիտների լուծույթներում իոնների գործող կոնցենտրացիան է a = f ∙ C, որտեղ f-ը ակտիվության գործակիցն է:

7. Թթուներ կոչվում են այն էլեկտրոլիտները, որոնք դիսոցվելիս որպես կատիոններ առաջացնում են միայն H⁺ իոններ: Հիմքեր` այն էլեկտրոլիտները, որոնց դիսոցումից որպես անիոններ առաջացնում են միայն OH^- իոններ: Աղեր` այն էլեկտրոլիտները, որոնց դիսոցումից առաջանում են մետաղի կատիոններ և թթվային մնացորդի անիոններ:

8. Լուծելիության արտադրյալ պինդ նյութի լուծումից գոյացած իոնների կոնցենտրացիաների արտադրյալն է: Եթե և հաստատուն մեծություն է:

9. Իոնափաոխանակման ռեակցիաներ էլեկտրոլիտների միջև տեղի ունեն այն դեպքերում, երբ արդյունքում առաջանում է վատ դիսոցվող նյութ, նստվածք կամ գազային միացություն

10. Ջրի իոնական արտադրյալը H⁺ և OH^- իոնների կոնցենտրացիաների արտադրյալն է

11. Ջրածնական ցուցիչը (pH) ջրածնի իոնների կոնցենտրացիայի բացասական լոգարիթմն է` pH = -lg[H⁺]:

12.Աղերի հիդրոլիզը աղի փոխազդեցության ռեակցիան է ջրի հետ, որի հետևանքով տեղի ունի ջրում առաջացած H+ և OH- իոնների կոնցենտրացիայի փոփոխություն:

13. Հիդրոլիզը աստիճան աղի հիդրոլիզի ենթարկված քանակի հարաբերությունն է ամբողջ լուծված քանակությանը

Գրականություն

1. М.Х. Карапетянц, С.И.Дракин // Общая и неорганичная химия. Москва, Химия, 1981.

2. Ն.Ա.Գլնկա // Ընդհանուր քիմիա Երևան, Լույս, 1979.

3. М. Фриментл // Химия в действии, т.12, Москва, Мир, 1961.

4. խմբ.Գ.Ա.Դիմիտրևի // Քիմիայի դասընթաց, հատ. 1, 2 Երևան, Լույս, 1979/

5. L.Pauling // General Chemistry, W.H.Freeman and Company San Francisco, 1972.

6. T.L.Brown, H.H.LeMay // Chemistry, Englewood Cliffs, New Gersey,1977.