Disociimi elektrolitik i Nacl. Shkalla e disociimit

Shtylla themelore e kimisë, së bashku me sistemin periodik të D. I. Mendeleev, strukturën e përbërjeve organike të A. M. Butlerov dhe zbulime të tjera të rëndësishme, është teoria e disociimit elektrolitik. Në 1887, ai u zhvillua nga Svante Arrhenius për të shpjeguar sjelljen specifike të elektroliteve në ujë, lëngje të tjera polare dhe shkrirje. Ai gjeti një kompromis midis dy teorive kategorikisht të ndryshme të zgjidhjeve që ekzistonin në atë kohë - fizike dhe kimike. I pari argumentoi se substanca e tretur dhe tretësi nuk ndërveprojnë me njëri-tjetrin në asnjë mënyrë, duke formuar një përzierje të thjeshtë mekanike. E dyta është se ka një lidhje kimike midis tyre. Doli që, në fakt, të dy vetitë janë të natyrshme në zgjidhje.

Në fazat e mëvonshme të zhvillimit të shkencës, shumë shkencëtarë vazhduan kërkimin dhe zhvillimin në këtë fushë, bazuar në informacionin e disponueshëm për strukturën e atomeve dhe natyrën e lidhjeve kimike midis tyre. Në veçanti, I. A. Kablukov u mor me çështjen e proceseve të tretjes, V. A. Kistyakovsky përcaktoi varësinë e ngritjes së një kolone të lëngshme në një kapilar në kushtet e temperaturës së vlimit nga pesha molekulare.

Interpretimi modern i teorisë

Para ardhjes së këtij zbulimi, nuk u studiuan shumë veti dhe rrethana të proceseve të ndarjes, si dhe vetë zgjidhjet. Disociimi elektrolitik është procesi i dekompozimit të një lënde në jonet përbërëse të saj në ujë ose lëngje të tjera polare, bashkëveprimi i grimcave të përbërjes me molekulat e tretësit, shfaqja e lëvizshmërisë së kationeve dhe anioneve në nyjet e rrjetës kristalore për shkak të shkrirjes. Si rezultat i kësaj, substancat e formuara fitojnë një pronë të re - përçueshmëri elektrike.

Jonet, duke qenë në gjendje të lirë tretjeje ose shkrirjeje, ndërveprojnë me njëri-tjetrin. Të ngarkuarit e ngjashëm sprapsin, të ndryshëm të ngarkuarit tërheqin. Grimcat e ngarkuara treten nga molekulat e tretësit - secila është e rrethuar fort nga dipole të orientuara në mënyrë strikte sipas forcave të tërheqjes së Kulombit, në një rast të veçantë ato hidratohen nëse mjedisi është ujor. Kationet kanë gjithmonë rreze më të mëdha se anionet për shkak të rregullimit specifik të grimcave rreth tyre me ngarkesa të lokalizuara në skajet.

Përbërja, klasifikimi dhe emrat e grimcave të ngarkuara në dritën e disociimit elektrolitik

Një jon është një atom ose një grup atomesh që mbartin një ngarkesë pozitive ose negative. Ato karakterizohen nga një ndarje e kushtëzuar në ato të thjeshta (K (+), Ca (2+) , H (+) - e përbërë nga një element kimik), kompleks dhe kompleks (OH (-) , SO 4 (2-), HCO 3 (- ) - nga disa). Nëse një kation ose anion shoqërohet me një molekulë tretës, ai quhet i tretur, me një dipol të molekulës H 2 O - i hidratuar.

Kur ndodh shpërbërja elektrolitike e ujit, formohen dy grimca të ngarkuara H (+) dhe OH (-). Një proton hidrogjeni pranon një palë elektronike të pandarë të oksigjenit nga një molekulë tjetër uji në një orbital të zbrazët, si rezultat i së cilës formohet një jon hidronium H 3 O (+).

Dispozitat kryesore të zbulimit të Arrhenius

Të gjithë përfaqësuesit e klasave të përbërjeve inorganike, me përjashtim të oksideve, në tretësira të dipoleve të orientuara të lëngjeve dekompozohen, në gjuhën kimike - ato shpërbëhen në jonet përbërëse të tyre në një masë më të madhe ose më të vogël. Ky proces nuk kërkon praninë e një rryme elektrike; ekuacioni i disociimit elektrolitik është përfaqësimi i tij skematik.

Duke u futur në një tretësirë ​​ose shkrirje, jonet mund të ekspozohen ndaj një rryme elektrike dhe të lëvizin në një drejtim drejt katodës (elektrodës negative) dhe anodës (pozitive). Këto të fundit tërheqin agregate atomike me ngarkesë të kundërt. Nga këtu grimcat morën emrat e tyre - katione dhe anione.

Paralelisht dhe njëkohësisht me shpërbërjen e substancës, ndodh procesi i kundërt - lidhja e joneve në molekulat origjinale, prandaj, shpërbërja qind për qind e substancës nuk ndodh. Një ekuacion i tillë për reaksionin e disociimit elektrolitik përmban një shenjë të barabartë midis pjesëve të tij të djathta dhe të majta. Disociimi elektrolitik, si çdo reaksion tjetër, u bindet ligjeve që rregullojnë ekuilibrin kimik dhe ligji i veprimit të masës nuk bën përjashtim. Ai thotë se shpejtësia e procesit të dekompozimit në jone është në përpjesëtim me përqendrimin e elektrolitit.

Klasifikimi i substancave gjatë shpërbërjes

Terminologjia kimike i ndan substancat në të patretshme, pak të tretshme dhe të tretshme. Dy të fundit janë elektrolite të dobët dhe të fortë. Informacioni për tretshmërinë e përbërjeve të caktuara përmblidhet në një tabelë tretshmërie. Shpërbërja e elektroliteve të forta është një proces i pakthyeshëm; ato shpërbëhen plotësisht në jone. I dobët - vetëm pjesërisht, fenomeni i shoqërimit është i natyrshëm në to, dhe për këtë arsye, ekuilibri i proceseve në vazhdim.

Është e rëndësishme të theksohet se nuk ka lidhje të drejtpërdrejtë midis tretshmërisë dhe forcës së elektrolitit. Tek të fortët mund të shprehet dobët. Ashtu si elektrolitet e dobëta, ato mund të jenë shumë të tretshëm në ujë.

Shembuj të komponimeve, tretësirat e të cilave përçojnë elektricitetin

Klasa e "elektroliteve të forta" përfshin të gjitha acidet që shpërndahen mirë, si nitrik, klorhidrik, brom, sulfurik, perklorik dhe të tjerë. Në të njëjtën masë, alkalet janë hidrokside alkali dhe përfaqësues individualë të grupit "metalet e tokës alkaline". Disociimi elektrolitik i kripërave është intensiv, me përjashtim të cianateve dhe tiocianateve të caktuara, si dhe klorurit të merkurit (II).

Klasa e "elektroliteve të dobëta" përfaqësohet nga pjesa tjetër e mineralit dhe pothuajse të gjitha acidet organike: karbonik, sulfid, borik, azotik, squfur, silic, acetik dhe të tjerë. Si dhe bazat pak të tretshme dhe hidrokarbure dhe hidroksidet amfoterike (hidroksidet e magnezit, beriliumit, hekurit, zinkut në gjendje oksidimi (2+)). Nga ana tjetër, molekulat e ujit janë elektrolite shumë të dobëta, por ende dekompozohen në jone.

Përshkrimi sasior i proceseve disociuese

Shkalla e disociimit elektrolitik në fakt karakterizon shtrirjen e procesit të ndarjes. Mund të llogaritet - numri i grimcave të ndara në jone duhet të ndahet me numrin total të molekulave të substancës së tretur në sistem. Kjo vlerë shënohet me shkronjën "alfa".

Është logjike që për elektrolitet e fortë "α" është e barabartë me një, ose njëqind për qind, pasi numri i grimcave të kalbura është i barabartë me numrin e tyre të përgjithshëm. Për të dobëtit - gjithmonë më pak se një. Zbërthimi i plotë i molekulave fillestare në jone në një mjedis ujor nuk ndodh dhe ndodh procesi i kundërt.

Faktorët kryesorë që ndikojnë në plotësinë e kalbjes

Shkalla e disociimit elektrolitik ndikohet nga një numër faktorësh të pamohueshëm. Para së gjithash, natyra e tretësit dhe substanca që zbërthehet në të është e rëndësishme. Për shembull, të gjithë elektrolitët e fortë kanë një lidhje kovalente shumë polare ose jonike midis grimcave përbërëse. Lëngjet përfaqësohen nga dipole, në veçanti uji, ka një ndarje të ngarkesave në molekula, dhe si rezultat i orientimit të tyre specifik, ndodh disociimi elektrolitik i substancës së tretur.

Vlera alfa ndikohet në mënyrë të kundërt nga përqendrimi. Ndërsa rritet, vlera e shkallës së disociimit zvogëlohet dhe anasjelltas. Procesi në vetvete është tërësisht endotermik, domethënë, nevojitet një sasi e caktuar nxehtësie për ta nisur atë. Ndikimi i faktorit të temperaturës vërtetohet si më poshtë: sa më i lartë të jetë, aq më e madhe është shkalla e disociimit.

Faktorët dytësorë

Acidet polibazike, të tilla si fosfori, dhe bazat me grupe të shumta hidroksil, si Fe(OH) 3, zbërthehen në jone hap pas hapi. Varësia përcaktohet - çdo fazë pasuese e disociimit karakterizohet nga një shkallë që është mijëra ose dhjetëra mijëra herë më pak se ajo e mëparshme.

Shkalla e zbërthimit mund të ndryshohet edhe duke shtuar elektrolite të tjera në sistem, të cilët ndryshojnë përqendrimin e njërit prej joneve të lëndës së tretur kryesore. Kjo nënkupton një zhvendosje të ekuilibrit në anën, e cila përcaktohet nga rregulli Le Chatelier-Brown - reagimi vazhdon në drejtimin në të cilin vërehet neutralizimi i ndikimit të ushtruar në sistem nga jashtë.

Konstante e procesit të ekuilibrit klasik

Për të karakterizuar procesin e dekompozimit të një elektroliti të dobët, përveç shkallës së tij, përdoret konstanta e shpërbërjes elektrolitike (K d), e cila shprehet si raport i përqendrimeve të kationeve dhe anioneve me përmbajtjen sasiore të molekulave fillestare në sistemi. Në fakt, është konstanta e zakonshme e ekuilibrit kimik për reaksionin e kthyeshëm të ndarjes së një lënde të tretur në jone.

Për shembull, për procesin e zbërthimit të një përbërjeje në grimcat përbërëse të tij, konstanta e disociimit (K d) do të përcaktohet nga herësi i përqendrimeve konstante të kationeve dhe anioneve në përbërjen e tretësirës, ​​të ngritur në fuqitë që korrespondojnë me numrat para tyre në ekuacionin kimik dhe numrin e përgjithshëm të njësive të formulës së padisocuar të mbetur të substancës së tretur. Ekziston një varësi - sa më i lartë (K d), aq më i madh është numri i kationeve dhe anioneve në sistem.

Marrëdhënia midis përqendrimit të një përbërjeje të dobët të kalbur, shkallës së disociimit dhe konstantes përcaktohet duke përdorur ligjin e hollimit Ostwald nga ekuacioni: K d \u003d α 2 s.

Uji si një substancë që shpërndahet dobët

Molekulat e dipoleve zbërthehen në grimca të ngarkuara në një masë jashtëzakonisht të vogël, pasi kjo është energjikisht e pafavorshme. Megjithatë, ka ndarje në katione hidrogjeni dhe anione hidroksil. Duke marrë parasysh proceset e hidratimit, mund të flasim për formimin e një joni hidronium dhe OH (-) nga dy molekula uji.

Disociimi konstant përcaktohet nga raporti i produktit të protoneve të hidrogjenit dhe grupeve hidroksid, të quajtur produkt jonik i ujit, ndaj përqendrimit ekuilibër të molekulave të pashkatërruara në tretësirë.

Disociimi elektrolitik i ujit përcakton praninë në sistemin e H (+), që karakterizojnë aciditetin e tij, dhe praninë e OH (-) - baziciteti. Nëse përqendrimet e protonit dhe grupit hidroksil janë të barabarta, një mjedis i tillë quhet neutral. Ekziston një i ashtuquajtur indeks pH - ky është një logaritëm negativ i përmbajtjes totale sasiore të H (+) në një zgjidhje. PH më pak se 7 tregon se mjedisi është acid, më shumë - për alkalinitetin e tij. Kjo është një vlerë shumë e rëndësishme, sipas vlerës së saj eksperimentale, analizohen reaksionet biologjike, biokimike dhe kimike të sistemeve të ndryshme ujore - liqene, pellgje, lumenj dhe dete. Rëndësia e treguesit të hidrogjenit për proceset industriale është gjithashtu e pamohueshme.

Regjistrimi i reagimeve dhe shënimi

Ekuacioni i disociimit elektrolitik duke përdorur shenja kimike përshkruan proceset e shpërbërjes së molekulave në grimcat përkatëse dhe quhet jonik. Është shumë herë më e thjeshtë se ajo molekulare standarde dhe ka një formë më të përgjithshme.

Gjatë përpilimit të një ekuacioni të tillë, duhet të merret parasysh se substancat që precipitojnë ose hiqen nga përzierja reaguese si pjesë e avullit të gazit gjatë reaksionit duhet të shkruhen gjithmonë vetëm në formë molekulare, në ndryshim nga përbërësit elektrolit, përfaqësuesit e fortë të të cilëve vetëm në formë të ndarë në jone përfshihen në tretësirat e përbërjes. Disociimi elektrolitik për ta është një proces i pakthyeshëm, pasi shoqërimi është i pamundur për shkak të formimit të substancave ose gazeve jo të zbërthyeshme. Për këtë lloj ekuacioni zbatohen të njëjtat rregulla si për reaksionet e tjera kimike - shumat e koeficientëve të pjesës së majtë dhe të djathtë duhet domosdoshmërisht të jenë të barabarta me njëra-tjetrën për të ruajtur ekuilibrin material.

Shpërndarja elektrolitike e acideve dhe bazave mund të vazhdojë në disa faza nëse substancat janë polibazike ose poliacid. Çdo nënreaksion ka ekuacionin e vet.

Roli në shkencën kimike dhe zhvillimi i saj

Krijimi i teorisë së Svante Arrhenius ishte i një rëndësie më të madhe për procesin e përgjithshëm të formimit të shkencës fizike dhe, në veçanti, elektrokimike. Në bazë të zbulimit të një fenomeni të tillë si disociimi elektrolitik, proceset e elektrodave, specifikat e kalimit të rrymave nëpër media të ndryshme dhe teoria e induksionit të potencialeve katodë-anodë kanë marrë një zhvillim intensiv. Për më tepër, teoria e zgjidhjeve ka përparuar ndjeshëm. Zbulime të paprecedentë prisnin kinetikën kimike, fushën e korrozionit të metaleve dhe lidhjeve, si dhe punën për gjetjen e mjeteve të reja të mbrojtjes kundër tij.

Ka kaq shumë gjëra të reja dhe të panjohura në botën moderne. Çdo ditë, shkencëtarët po ecin gjithnjë e më tej në njohjen e një disipline kaq të madhe si kimia. Disociimi elektrolitik, si dhe krijuesit dhe ndjekësit e tij, kanë zënë përgjithmonë krenarinë e vendit në kontekstin e zhvillimit të shkencës botërore.

Të gjitha substancat, sipas aftësisë së tyre për të përcjellë rrymë elektrike në tretësirë ​​ose në gjendje të shkrirë, mund të ndahen në dy grupe: elektrolite dhe joelektrolite.

elektroliteve Substancat quhen substanca tretësira ose shkrirjet e të cilave përcjellin një rrymë elektrike. Elektrolitet përfshijnë acide, baza dhe kripëra.

Jo elektrolite Substancat quhen substanca tretësirat ose shkrirjet e të cilave nuk përçojnë rrymë elektrike. Për shembull, shumë substanca organike.

Aftësia e elektroliteve (përçuesve të llojit të dytë) për të kryer rrymë elektrike është thelbësisht e ndryshme nga përçueshmëria elektrike e metaleve (përçuesit e llojit të parë): përçueshmëria elektrike e metaleve është për shkak të lëvizjes së elektroneve dhe përçueshmërisë elektrike të elektrolitet shoqërohen me lëvizjen e joneve.

U konstatua se në tretësirat e acideve, bazave dhe kripërave, vlerat e gjetura eksperimentalisht të p, tkristalit, tboil, po i nje here ( i- koeficienti izotonik). Për më tepër, numri i grimcave në tretësirën NaCl u rrit pothuajse 2 herë, dhe në zgjidhjen e CaCl2 - 3 herë.

Për të shpjeguar sjelljen e elektroliteve, shkencëtari suedez S. Arrhenius në 1887 propozoi një teori të quajtur teoritë e disociimit elektrolitik. Thelbi i teorisë është si më poshtë:

• 1. Kur treten në ujë, elektrolitet zbërthehen (shpërndahen) në grimca të ngarkuara (jone) - katione të ngarkuara pozitivisht (Na+, K+, Ca2+, H+) dhe anione të ngarkuara negativisht (Cl-, SO42-, CO32-, OH-). Vetitë e joneve janë krejtësisht të ndryshme nga ato të atomeve që i kanë formuar ato. Zbërthimi i një lënde neutrale në jone si rezultat i ndërveprimit kimik me një tretës quhet disociimi elektrolitik.
• 2. Nën veprimin e një rryme elektrike, jonet fitojnë një lëvizje të drejtuar: kationet lëvizin drejt një elektrode të ngarkuar negativisht (katodë), anionet - drejt një elektrode të ngarkuar pozitivisht (anodë).
• 3. Shkëputja është një proces i kthyeshëm dhe ekuilibër. Kjo do të thotë se paralelisht me zbërthimin e molekulave në jone (shpërbërja), zhvillohet procesi i bashkimit të joneve në molekula (shoqërimi): KA K+ + A-.
• 4. Në tretësirë, jonet janë në gjendje të hidratuar.

Për një vlerësim sasior të disociimit elektrolitik, përdoret koncepti shkallët e disociimit elektrolitik() është raporti i numrit të molekulave të zbërthyera në jone me numrin total të molekulave të tretura. Shkalla e disociimit përcaktohet në mënyrë empirike dhe shprehet në fraksione ose përqindje. Shkalla e disociimit elektrolitik varet nga natyra e tretësit dhe tretësirës, ​​temperatura dhe përqendrimi i tretësirës:

• 1. Sa më polar të jetë tretësi, aq më e lartë është shkalla e shpërbërjes së elektrolitit në të.
• 2. Substancat me lidhje polare jonike dhe kovalente i nënshtrohen disociimit.
• 3. Rritja e temperaturës rrit shpërbërjen e elektroliteve të dobëta.
• 4. Me uljen e përqendrimit të elektrolitit (gjatë hollimit) rritet shkalla e disociimit.

Në varësi të madhësisë së shkallës së disociimit, elektrolitet konvencionale (në një përqendrim të zgjidhjeve të tyre prej 0,1 M) ndahen në:

Sipas llojit të joneve të formuara gjatë shpërbërjes, të gjithë elektrolitet mund të ndahen në acide, baza, kripëra.

acidet- elektrolitet që shkëputen me formimin e vetëm kationeve H + dhe një mbetje acidi (Cl- - klorur, NO3- - nitrat, SO42- - sulfat, bikarbonat HCO3, karbonat CO32). Për shembull: Hcl H++Cl-, H2SO4 2H++SO42-.

Prania e një joni hidrogjeni në tretësirat e acidit, më saktë, joni i hidratuar H3O +, përcakton vetitë e përgjithshme të acideve (shija e thartë, veprimi në tregues, ndërveprimi me alkalet, ndërveprimi me metalet me çlirimin e hidrogjenit, etj.).

Në acidet polibazike, shpërbërja ndodh me hapa, dhe çdo hap karakterizohet nga shkalla e vet e disociimit. Pra, acidi fosforik shpërndahet në tre hapa:

Dhe 3<2<1, т.е. распад электролита на ионы протекает, в основном, по первой ступени и в растворе ортофосфорной кислоты будут находиться преимущественно ионы Н+ и H2РO4-. Причины этого в том, что ионы водорода значительно сильнее притягиваются к трехзарядному иону РO43- и двухзарядному иону HРO42-, чем к однозарядному H2РO4-. Кроме того, на 2-ой и 3-ей ступенях имеет место смещение равновесия в сторону исходной формы по принципу Ле-Шателье за счет накапливающихся ионов водорода.

themelet- elektrolitet që shkëputen me formimin e vetëm joneve hidroksid (OH-) si anione. Pas ndarjes së OH- mbeten kationet: Na +, Ca2 +, NH4 +. Për shembull: NaOH Na + + OH-, Ca (OH) 2 Ca2 + + 2 OH-.

Vetitë e përgjithshme të bazave (sapunësia në prekje, veprimi në tregues, ndërveprimi me acidet, etj.) përcaktohen nga prania e grupeve OH- hidrokso në tretësirat bazë.

Për bazat poliacid, disociimi hap pas hapi është karakteristik:

Shpërndarja e hidroksideve amfoterike zhvillohet si bazë ashtu edhe si acid. Kështu, shpërbërja e hidroksidit të zinkut mund të vazhdojë në drejtimet e mëposhtme (në këtë rast, ekuilibri ndryshon në varësi të mjedisit sipas parimit Le Chatelier):

kripë- Këto janë elektrolite që shpërndahen në katione metalike (ose grupe që e zëvendësojnë atë) dhe anione të mbetjes së acidit.

Kripërat mesatare shpërndahen plotësisht: CuSO4 Cu2+ + SO42-. Ndryshe nga kripërat mesatare, kripërat acidike dhe bazike ndahen në hapa:

për më tepër, shkalla e shpërbërjes së kripërave në fazën e dytë është shumë e vogël.

Reaksionet e shkëmbimit në tretësirat e elektroliteve janë reaksione ndërmjet joneve. Një kusht i domosdoshëm për shfaqjen e reaksioneve të shkëmbimit në tretësirat e elektrolitit është formimi i komponimeve ose komponimeve me dissociim të dobët që lirohen nga tretësira në formën e një precipitati ose gazi.

Kur shkruhet ekuacionet e reaksionit në formë jonike-molekulare, përbërjet me dissociim të dobët, të gaztë dhe pak të tretshëm shkruhen në formën molekulat, dhe elektrolite të forta të tretshme - në formë jonet. Kur shkruani ekuacione jonike, sigurohuni që të ndiqni tabelën e tretshmërisë së acideve, bazave dhe kripërave në ujë (Shtojca A).

Merrni parasysh teknikën e shkrimit të ekuacioneve jonike duke përdorur shembuj.

Shembulli 1 Shkruani ekuacionin e reaksionit në formë jon-molekulare:

BaCl2 + K2SO4 = BaSO4 + 2KCl

Zgjidhja: Kripërat janë elektrolite të forta dhe ndahen pothuajse plotësisht në jone. Meqenëse BaSO4 është një përbërje praktikisht e patretshme (shih tabelën e Shtojcës A), pjesa kryesore e sulfatit të bariumit do të jetë në një formë të pandarë, kështu që ne do ta shkruajmë këtë substancë në formën e molekulave, dhe kripërat e mbetura, të cilat janë të tretshme, në forma e joneve:

Ba2+ + 2Cl- + 2K+ + SO42- = BaSO4 + 2K+ + 2Cl-

Siç mund të shihet nga ekuacioni i plotë jonik-molekular që rezulton, jonet K+ dhe Cl- nuk ndërveprojnë, prandaj, duke i përjashtuar ato, marrim një ekuacion të shkurtër jonik-molekular:

Ba2+ + SO42- = BaSO4,

Shigjeta tregon se substanca që rezulton precipiton.

Ekuacionet jonike mund të përfaqësojnë çdo reaksion që ndodh në tretësirat midis elektroliteve. Për më tepër, thelbi i çdo reaksioni kimik pasqyrohet pikërisht nga një ekuacion i shkurtër jon-molekular. Bazuar në ekuacionin jon-molekular, mund të shkruhet lehtësisht një ekuacion molekular.

Shembulli 2 Përputhni ekuacionin molekular me ekuacionin jon-molekular vijues: 2H+ + S2- = H2S.

Zgjidhja: Jonet e hidrogjenit formohen gjatë shpërbërjes së çdo acidi të fortë, siç është HCl. Dy jone klorur duhet t'u shtohen joneve të hidrogjenit në ekuacionin e shkurtër jonik. Kationet (për shembull, 2K+) duhet t'u shtohen joneve sulfide, duke formuar një elektrolit të tretshëm dhe të mirë-shpërndarë. Pastaj të njëjtat jone duhet të shkruhen në anën e djathtë. Atëherë ekuacionet e plota jon-molekulare dhe molekulare do të kenë formën:

• 2H+ + 2Cl- + 2K+ + S2- = H2S + 2K+ + 2Cl-
• 2 HCl + K2S = H2S + 2 KCl-

Disociimi elektrolitik- procesi i zbërthimit të elektrolitit në jone gjatë shpërbërjes ose shkrirjes së tij.

Teoria klasike e disociimit elektrolitik u krijua nga S. Arrhenius dhe W. Ostwald në 1887. Arrhenius iu përmbajt teorisë fizike të tretësirave, nuk mori parasysh ndërveprimin e një elektroliti me ujin dhe besonte se jonet e lira ishin të pranishme në tretësirë. Kimistët rusë I. A. Kablukov dhe V. A. Kistyakovsky përdorën teorinë kimike të zgjidhjeve të D. I. Mendeleev për të shpjeguar disociimin elektrolitik dhe vërtetuan se kur elektroliti shpërndahet, ai ndërvepron kimikisht me ujin, si rezultat i të cilit elektroliti shpërndahet në jone.

Teoria klasike e disociimit elektrolitik bazohet në supozimin e shpërbërjes jo të plotë të një lënde të tretur, e karakterizuar nga shkalla e disociimit α, d.m.th., proporcioni i molekulave të elektrolitit të kalbur. Ekuilibri dinamik ndërmjet molekulave të padisocuara dhe joneve përshkruhet nga ligji i veprimit të masës.

Substancat që zbërthehen në jone quhen elektrolite. Elektrolitet janë substanca me një lidhje jonike ose fort kovalente: acide, baza, kripëra. substancat e tjera janë jo-elektrolite; këto përfshijnë substanca me lidhje kovalente jo polare ose pak polare; për shembull, shumë komponime organike.

Dispozitat kryesore të TED (Teoria e Disociimit Elektrolitik):

Molekulat ndahen në jone të ngarkuar pozitivisht dhe negativisht (të thjeshtë dhe kompleks).

Nën ndikimin e një rryme elektrike, kationet (jonet e ngarkuar pozitivisht lëvizin drejt katodës (-), dhe anionet (jonet e ngarkuar negativisht) drejt anodës (+)

Shkalla e disociimit varet nga natyra e substancës dhe tretësit, përqendrimi, temperatura.

Nëse shkalla e disociimit varet nga natyra e substancës, atëherë mund të gjykohet se ekziston një dallim midis grupeve të caktuara të substancave.

Një shkallë e madhe disociimi është e natyrshme në elektrolitet e fortë (shumica e bazave, kripërave, shumë acideve). Vlen të merret parasysh se kalbja në jone është një reagim i kthyeshëm. Vlen gjithashtu të thuhet se shembujt e shpërbërjes së kripërave të dyfishta dhe bazike nuk do të analizohen në këtë temë, shpërbërja e tyre përshkruhet në temën "kripa".
Shembuj të elektroliteve të forta:
NaOH, K2SO4, HClO4
Ekuacionet e disociimit:
NaOH⇄Na + +OH -

K 2 SO 4 ⇄2K + + SO 4 2-

HClO 4 ⇄H + +ClO 4 -

Karakteristika sasiore e fuqisë së elektroliteve është shkalla e disociimit (α) - raporti i përqendrimit molar të elektrolitit të disociuar me përqendrimin e tij total molar në tretësirë.

Shkalla e disociimit shprehet në fraksione të njësisë ose në përqindje. Gama e vlerave është nga 0 në 100%.

α = 0% i referohet jo-elektroliteve (pa disociim)

0% <α < 100% относится к слабым электролитам (диссоциация неполная)
α = 100% i referohet elektroliteve të forta (shpërbërja e plotë)

Vlen gjithashtu të mbani mend numrin e hapave të shkëputjes, për shembull:
Shpërbërja e tretësirës H 2 SO 4

H 2 SO 4 ⇄ H + + HSO 4 -

HSO 4 - ⇄H + +SO 4 2-

Çdo fazë e disociimit ka shkallën e vet të disociimit.
Për shembull, shpërbërja e kripërave CuCl 2, HgCl 2:
CuCl 2 ⇄Cu 2+ + 2Cl - shpërbërja vazhdon plotësisht

Dhe në rastin e klorurit të merkurit, shpërbërja është e paplotë dhe më pas jo plotësisht.

HgCl 2 ⇄HgCl + +Cl -

Duke u kthyer në një zgjidhje të acidit sulfurik, vlen të thuhet se shkalla e disociimit të të dy fazave të një acidi të holluar është shumë më e madhe se ajo e një acidi të përqendruar. Gjatë shpërbërjes së një tretësire të përqendruar, ka shumë molekula të substancave dhe një përqendrim të lartë të HSO 4 - hidroanioneve.

Për acidet polibazike dhe bazat poliacide, shpërbërja zhvillohet në disa hapa (në varësi të bazueshmërisë).

Rendisim acidet e forta dhe të dobëta dhe vazhdojmë me ekuacionet e shkëmbimit të joneve:
Acidet e forta (HCl, HBr, HI, HClO 3 , HBrO 3 , HIO 3 , HClO 4 , H 2 SO 4 , H 2 SeO 4 , HNO 3 , HMnO 4 , H 2 Cr 2 O 7 )

Acidet e dobëta (HF, H 2 S, H 2 Se, HClO, HBrO, H 2 SeO 3 , HNO 2 , H 3 PO 4 , H 4 SiO 4 , HCN, H 2 CO 3 , CH 3 COOH)

Reaksionet kimike në tretësirat dhe shkrirjet e elektroliteve vazhdojnë me pjesëmarrjen e joneve. Në reaksione të tilla, gjendjet e oksidimit të elementeve nuk ndryshojnë dhe quhen vetë reaksionet reaksionet e shkëmbimit të joneve.

Reaksionet e shkëmbimit të joneve do të vazhdojnë deri në fund (në mënyrë të pakthyeshme) nëse formohen substanca pak të tretshme ose praktikisht të patretshme (ato precipitojnë), substanca të paqëndrueshme (të çliruara si gaze) ose elektrolite të dobët (për shembull, uji).

Reaksionet e shkëmbimit të joneve zakonisht shkruhen në tre faza:
1. Ekuacioni molekular
2. Ekuacioni i plotë jonik
3. Ekuacioni jonik i reduktuar
Kur shkruani, sigurohuni që të tregoni reshjet dhe gazrat, si dhe të udhëhiqeni nga tabela e tretshmërisë.

Reaksionet ku të gjithë reaktantët dhe produktet janë të tretshëm në ujë nuk vazhdojnë.

Disa shembuj:
Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O

2Na + +CO 3 2- +2H + +SO 4 2- →2Na + +SO 4 2- +CO 2 +H 2 O

CO 3 2- + 2H + → CO 2 + H 2 O

Ekuacioni i shkurtuar jonik fitohet duke kryqëzuar jonet identike nga të dyja anët e ekuacionit të plotë jonik.

Nëse ndodh një reaksion i shkëmbimit të joneve midis dy kripërave me formimin e një precipitati, atëherë duhet të merren dy reagentë shumë të tretshëm. Kjo do të thotë, reaksioni i shkëmbimit të joneve do të vazhdojë nëse tretshmëria e reaktantëve është më e lartë se ajo e njërit prej produkteve.

Ba(NO 3) 2 + Na 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2NaNO 3

Ndonjëherë kur shkruajnë reaksionet e shkëmbimit të joneve, ata anashkalojnë ekuacionin e plotë jonik dhe shkruajnë menjëherë atë të shkurtuar.

Ba 2+ +SO 4 2- → BaSO 4 ↓

Për të marrë një precipitat të një lënde të dobët të tretshme, është gjithmonë e nevojshme të zgjidhni reagentë shumë të tretshëm në tretësirat e tyre të përqendruara.
Për shembull:
2KF+FeCl 2 →FeF 2 ↓+2KCl

Fe 2+ +2F - → FeF 2 ↓

Këto rregulla për zgjedhjen e reagentëve për precipitimin e produkteve janë të vlefshme vetëm për kripërat.

Shembuj të reaksioneve me reshje:
1.Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2H 2 O

Ba 2+ +SO 4 2- → BaSO 4 ↓

2. AgNO 3 +KI→AgI↓+KNO 3

Ag + +I - →AgI↓

3.H 2 S+Pb(NO 3) 2 →PbS↓+2HNO 3

H 2 S+Pb 2+ →PbS↓+2H +

4. 2KOH + FeSO 4 → Fe(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

Fe 2+ +2OH - →Fe(OH) 2 ↓

Shembuj të reaksioneve me evolucionin e gazeve:
1. CaCO 3 + 2HNO 3 → Ca (NO 3) 2 + CO 2 + H 2 O

CaCO 3 + 2H + → Ca 2+ + CO 2 + H 2 O

2. 2NH 4 Cl + Ca (OH) 2 → 2NH 3 + CaCl 2 + 2H 2 O

NH 4 + + OH - → NH 3 + H 2 O

3. ZnS+2HCl→H 2 S+ZnCl 2

ZnS+2H + →H 2 S+Zn 2+

Shembuj të reaksioneve me formimin e elektroliteve të dobëta:
1.Mg (CH 3 COO) 2 + H 2 SO 4 → MgSO 4 + 2CH 3 COOH

CH 3 COO - + H + →CH 3 COOH

2. HI+NaOH→NaI+H2O

H + +OH - →H 2 O

Merrni parasysh aplikimin e materialit të studiuar në detyra specifike të hasura në provime:
№1 .Ndër substancat: NaCl, Na 2 S, Na 2 SO 4 - reagon me një tretësirë ​​të Cu (NO3) 2 hyn (-s)

1) vetëm Na 2 S

2) NaCl dhe Na2S

3) Na 2 S dhe Na 2 SO 4

4) NaCl dhe Na 2 SO 4

Fjala "enter" do të thotë "vazhdon një reaksion", dhe siç u përmend më lart, reagimi vazhdon nëse formohet një substancë e patretshme ose pak e tretshme, lëshohet një gaz ose formohet një elektrolit (ujë) i dobët.

Le të kalojmë opsionet një nga një.
1) U formua precipitat Cu(NO 3) 2 +Na 2 S→CuS↓+2NaNO 3.
2) NaCl + Cu (NO 3) 2 ↛CuCl 2 + 2NaNO 3

Vetëm reaksioni me Na 2 S vazhdon me formimin e një precipitati

3) Me Na 2 S do të ketë gjithashtu një formim precipitati si në dy shembujt e parë.
Na 2 SO 4 + Cu(NO 3) 2 ↛CuSO 4 + 2 NaNO 3

Të gjitha produktet janë elektrolite shumë të tretshme, ato nuk janë gazra, prandaj reagimi nuk vazhdon.

4) Me Na 2 SO 4 reaksioni nuk vazhdon si në përgjigjen e mëparshme
NaCl+Cu(NO 3) 2 ↛CuCl 2 +2NaNO 3

Të gjitha produktet janë elektrolite shumë të tretshme, ato nuk janë gazra, prandaj reagimi nuk vazhdon.

Prandaj, i përshtatshëm 1 Përgjigje e mundshme.

№2 . Gazi lirohet gjatë ndërveprimit

1) MgCl 2 dhe Ba (NO 3) 2

2) Na 2 CO 3 dhe CaCl 2

3) NH 4 C dhe NaOH

4) CuSO 4 dhe KOH

Fjala "gaz" në detyra të tilla do të thotë saktësisht gaze dhe komponime të paqëndrueshme.

Në detyra, NH 3 H 2 O, H 2 CO 3 zakonisht gjenden si komponime të tilla (në kushte normale të reaksionit, zbërthehet në CO 2 dhe H 2 O, është zakon të mos shkruhet formula e plotë e acidit karbonik, por menjëherë lyejeni atë në gaz dhe ujë) , H 2 S.

Nga substancat e paraqitura më sipër, nuk do të mund të marrim H 2 S, sepse nuk ka jon sulfide në të gjitha substancat. Ne gjithashtu nuk mund të marrim dioksid karboni, sepse për ta marrë atë nga kripa, duhet të shtoni acid, dhe një kripë tjetër shoqërohet me karbonat natriumi.
Ne mund të marrim gaz në 3 opsione.
NH 4 Cl + NaOH → NH 3 + NaCl + H 2 O

U lëshua një gaz me erë të fortë.

Prandaj, i përshtatshëm 3 Përgjigje e mundshme.

№3 .Reagon me acid klorhidrik

1) nitrat argjendi

2) nitrati i bariumit

3) argjendi

4) oksid silikoni

Ndër reagentët ka dy elektrolite, që të ndodhë reaksioni është e nevojshme që të bie në sy një precipitat.
Acidi klorhidrik nuk do të reagojë me oksidin e silikonit dhe argjendi nuk do të zhvendosë hidrogjenin nga acidi klorhidrik.
Ba (NO 3) 2 + 2HCl → BaCl 2 + 2HNO 3 reaksioni nuk do të vazhdojë, pasi të gjitha produktet janë elektrolite të tretshëm
AgNO 3 + HCl → AgCl ↓ + NaNO 3

Një precipitat i bardhë djathë i nitratit të argjendit do të bjerë jashtë
Prandaj, i përshtatshëm 1 Përgjigje e mundshme.

Shembulli i mëposhtëm i një detyre, ndryshe nga tre të parat, është marrë nga KIM USE 2017.
Tre të parat janë marrë nga KIM OGE 2017

Vendosni një korrespondencë midis formulave të substancave dhe një reagjenti me të cilin mund të dalloni zgjidhjet e tyre ujore: për çdo pozicion të treguar nga një shkronjë, zgjidhni pozicionin përkatës të treguar nga një numër.
FORMULA E REAGENTIT TË SUBSTANCAVE
A) HNO 3 dhe H 2 O 1) CaCO 3
B) KCl dhe NaOH 2) KOH

B) NaCl dhe BaCl 2 3) HCl

D) AlCl 3 dhe MgCl 2 4) KNO 3

Për të përfunduar këtë detyrë, fillimisht duhet të kuptoni se nën secilën shkronjë tregohen dy substanca që janë në të njëjtën zgjidhje dhe ju duhet të zgjidhni substancën në mënyrë që të paktën njëra prej tyre të hyjë në një reaksion cilësor me substancën reagjent, e cila është dhënë. nën numrin.

Shtoni karbonat kalciumi në një zgjidhje të acidit nitrik, dioksidi i karbonit do të bëhet një shenjë e reagimit:
2HNO 3 + CaCO 3 → Ca (NO 3) 2 + CO 2 + H 2 O
Gjithashtu, logjikisht, karbonati i kalciumit nuk tretet në ujë, që do të thotë se nuk do të tretet as në të gjitha tretësirat e tjera, prandaj, shenjave të reaksionit, përveç evolucionit të gazit, mund t'i shtohet edhe tretja e karbonatit të kalciumit.

Zgjidhja nën shkronjën B mund të dallohet duke përdorur acid klorhidrik nën numrin 3, por vetëm nëse do të lejohej përdorimi i një treguesi (fenolftaleinë), i cili do të çngjyrohej pas reaksionit, sepse alkali do të neutralizohej. .

Prandaj, në një tretësirë ​​të OH - një jon mund të dallojmë vetëm me ndihmën e tretësirës 5 (CuSO 4)
2NaOH+CuSO 4 →Cu(OH) 2 ↓+Na 2 SO 4

Kristal blu të formuar në dy zgjidhje.

Tretësira nën shkronjën B mund të dallohet edhe me ndihmën e reagentit numër 5, sepse jonet e sulfatit, duke u bashkuar me bariumin, precipitojnë menjëherë në një precipitat kristalor të bardhë, i cili është i patretshëm në tepricë edhe të acideve më të forta.
BaCl 2 + CuSO 4 → CuCl 2 + BaSO 4 ↓

Tretësira nën shkronjën G dallohet lehtë me ndihmën e çdo alkali, sepse bazat e magnezit dhe aluminit do të precipitojnë menjëherë gjatë reaksionit. Alkali përfaqësohet nën numrin 2

AlCl 3 +3KOH→Al(OH) 3 ↓+3KCl

MgCl 2 +2KOH→Mg(OH) 2 ↓+2KCl

Redaktori: Kharlamova Galina Nikolaevna

Dihet mirë se zgjidhjet mund të fitojnë disa cilësi që nuk vërehen në asnjë nga komponentët e marrë individualisht. Pra, një tretësirë ​​ujore e NaCl e përcjell mirë elektricitetin, ndërsa as uji i pastër dhe as kripa e thatë nuk kanë përçueshmëri elektrike. Në këtë drejtim, të gjitha substancat e tretura zakonisht ndahen në dy lloje:

1) Substancat tretësirat e të cilave kanë përçueshmëri elektrike quhen elektroliteve;

2) substancat tretësirat e të cilave nuk kanë përcjellshmëri elektrike quhen jo elektrolite.

Jo-elektrolitet përfshijnë oksidet, gazrat, shumicën e përbërjeve organike (hidrokarburet, alkoolet, aldehidet, ketonet, etj.).

Elektrolitet përfshijnë shumicën e acideve, bazave dhe kripërave inorganike dhe disa organike.

Shfaqja e përçueshmërisë elektrike në tretësirat e elektrolitit u shpjegua nga S. Arrhenius, i cili në 1887 propozoi teoria e disociimit elektrolitik:

Disociimi elektrolitik është procesi i dekompozimit të një elektroliti në jone nën veprimin e molekulave të tretësit.

Shkaku kryesor i disociimit elektrolitik është procesi i tretjes (hidrimit) të joneve. Zgjidhja pengon procesin e kundërt rikombinim jonet, të quajtura gjithashtu shoqata ose molarizim.

Në këtë drejtim, mund të formulohen disa dispozita:

1) substancat me një lidhje kimike jonike ose të afërt me atë jonik i nënshtrohen disociimit;

2) procesi i disociimit vazhdon më fort në një tretës polar dhe më i dobët (nëse është e mundur) në një tretës jopolar;

3) sa më i fortë të jetë procesi i disociimit, aq më e lartë është konstanta dielektrike e tretësit.

Në përgjithësi, procesi i shpërbërjes elektrolitike në ujë mund të përfaqësohet si më poshtë:

Kt n An m  ( x  y)H 2 O ⇄ n m+  m n  ,

ku Kt m + është një jon i ngarkuar pozitivisht ( kation);

Një n  është një jon i ngarkuar negativisht ( anion).

Sasitë x Dhe y, duke reflektuar numrin e molekulave të ujit në predha hidratimi, ndryshojnë shumë në varësi të natyrës dhe përqendrimit të joneve, temperaturës, presionit, etj. Në këtë drejtim, është më i përshtatshëm të përdoren ekuacionet e thjeshtuara të disociimit elektrolitik, d.m.th. duke përjashtuar hidratimin:

NaCl Na +  Cl  ;

CuSO 4 Cu 2+  SO 4 2 ;

K 3 PO 4 3K +  PO 4 3  .

Sidoqoftë, duhet të kihet parasysh se gjatë shpërbërjes së acideve në tretësirat ujore, nuk formohen jone të lirë H +, por jone hidroksoni të qëndrueshëm H 3 O +, kështu që ekuacioni i disociimit për një acid (për shembull, HCl) duhet të duken kështu:

HCl  H 2 O H 3 O +  Cl  .

Sidoqoftë, në literaturën kimike, më shpesh ekziston një formë shënimi që pasqyron vetëm procesin e dekompozimit të elektrolitit pa marrë parasysh efektin e hidratimit. Në vijim do të përdorim edhe terminologji të thjeshtuar.

Elektrolite të forta dhe të dobëta

Karakteristikë sasiore e procesit të disociimit elektrolitik është shkalla e disociimit.

Shkalla e disociimit është raporti i sasisë së elektrolitit të zbërthyer në jone (n), në sasinë totale të elektrolitit (n 0 ):

Vlera e  shprehet në fraksione të njësisë ose në% dhe varet nga natyra e elektrolitit, tretësi, temperatura, përqendrimi dhe përbërja e tretësirës.

Tretësi luan një rol të veçantë: në një numër rastesh, kur kalon nga tretësira ujore në tretës organikë, shkalla e shpërbërjes së elektroliteve mund të rritet ose ulet ndjeshëm. Në të ardhmen, në mungesë të udhëzimeve të veçanta, do të supozojmë se tretësi është uji.

Sipas shkallës së disociimit, elektrolitet ndahen me kusht në të fortë ( > 30%), e mesme (3% <  < 30%) и i dobët ( < 3%).

Elektrolitet e forta përfshijnë:

1) disa acide inorganike (HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4 , HClO 4 dhe një sërë të tjerash);

2) hidroksidet e metaleve alkali (Li, Na, K, Rb, Cs) dhe toka alkaline (Ca, Sr, Ba);

3) pothuajse të gjitha kripërat e tretshme.

Elektrolitet me forcë mesatare përfshijnë Mg (OH) 2, H 3 PO 4, HCOOH, H 2 SO 3, HF dhe disa të tjerë.

Të gjitha acidet karboksilike (përveç HCOOH) dhe format e hidratuara të amineve alifatike dhe aromatike konsiderohen elektrolite të dobëta. Elektrolitet të dobëta janë edhe shumë acide inorganike (HCN, H 2 S, H 2 CO 3, etj.) dhe baza (NH 3 ∙ H 2 O).

Pavarësisht nga disa ngjashmëri, në përgjithësi, nuk duhet të identifikohet tretshmëria e një lënde me shkallën e saj të disociimit. Pra, acidi acetik dhe alkooli etilik janë pafundësisht të tretshëm në ujë, por në të njëjtën kohë, substanca e parë është një elektrolit i dobët, dhe i dyti është një jo-elektrolit.

Përveç konstantës së disociimit, forca e elektrolitit mund të përcaktohet nga vlera e një parametri tjetër që varet nga përqendrimi i tretësirës. Ky parametër është shkalla e dukshme e disociimit e cila tregon fraksionin e molekulave të zbërthyera në jone.

Shkalla e disociimit (  ) është raporti i numrit të molekulave të zbërthyera në jone (N dis. ) në numrin total të molekulave të substancës së tretur (N total ) :

Shkalla e disociimit shprehet në fraksione të njësisë ose në përqindje. Meqenëse numri i përgjithshëm i molekulave të një lënde në një tretësirë ​​është në përpjesëtim me sasinë e substancës së saj dhe përqendrimin e saj molar, mund të shkruajmë:

(7.6.5.)

ku n dis. dhe c dis. - respektivisht sasia dhe përqendrimi molar i lëndës së tretur që i nënshtrohet disociimit elektrolitik.

Elektrolitët e fortë zakonisht përfshijnë substanca, shkalla e dukshme e shpërbërjes së të cilave në tretësirë ​​tejkalon 30% ( > 0.3). Kur < 3% ( < 0,03) электролиты считают слабыми, в других случаях о них говорят как об электролитах средней силы.

Shkalla e disociimit zakonisht përcaktohet nga matjet e përçueshmërisë elektrike të tretësirave, e cila është drejtpërdrejt proporcionale me përqendrimin e joneve që lëvizin lirshëm. Në këtë rast, nuk fitohen vlera të vërteta të , por vlera të dukshme. Ato janë gjithmonë më pak se vlerat e vërteta të , sepse kur lëvizin drejt elektrodave, jonet përplasen dhe pjesërisht zvogëlojnë lëvizshmërinë e tyre, veçanërisht në përqendrime të larta në tretësirë, kur ndodh një tërheqje elektrostatike midis joneve. Për shembull, vlera e vërtetë e shkallës së disociimit elektrolitik të HCl në një tretësirë ​​të holluar është 1, në një tretësirë ​​1 M  = 0,78 (78%) në 18 0 C, megjithatë, kjo tretësirë ​​nuk përmban 22% HCl të padisocuar. molekulat, pothuajse të gjitha molekulat janë të disociuara.

Elektrolitet që shpërndahen pothuajse plotësisht në një tretësirë ​​ujore të holluar quhen elektrolite të fortë..

Pothuajse të gjitha kripërat, shumë acide inorganike (H 2 SO 4 , HNO 3 , HClO 4 , acidet hidrohalike, përveç HF, etj.), hidroksidet e elementeve s (përjashtim është Be (OH) 2 dhe Mg (OH) 2) . Vlerat e dukshme të këtyre elektroliteve variojnë nga 70 në 100%. Shpërbërja e elektroliteve të forta është një proces pothuajse i pakthyeshëm. :

HCl  H + + Cl - ose HCl = H + + Cl -

acidet janë substanca që shpërndahen në një tretësirë ​​ujore për të formuar kationet e hidrogjenit dhe anionet e një mbetjeje acidi, bazat janë substanca që shpërndahen në një tretësirë ​​ujore për të formuar jonet hidroksid OH - dhe kationet metalike .

Acidet polibazike të dobëta shpërndahen me hapa. Çdo hap karakterizohet nga vlera e tij e konstantës së disociimit, për shembull:

Për shkak të disociimit hap pas hapi acidet polibazike janë në gjendje të formojnë kripëra acide, NaHSO 4 , NaHCO 3 , K 2 HPO 4 etj.

Bazat e dobëta të poliacideve ndahen në hapa:

Kjo shpjegon aftësia e bazave poliacid për të formuar kripëra bazë: CuOHCl, (ZnOH) 2 SO 4, etj.

Elektrolitet që shpërndahen pjesërisht në një tretësirë ​​ujore të holluar quhen elektrolite të dobët. Shpërbërja e elektroliteve të dobëta është një proces i kthyeshëm

Për shembull:

Shkalla e disociimit elektrolitikvaret nga:

natyra e elektrolitit dhe tretësit;

përqendrimi i tretësirës;

temperatura

Dhe rritet me rritjen e hollimit të tretësirës:

Shkalla e disociimit rritet me rritjen e temperaturës së tretësirës. Një rritje në energjinë kinetike të grimcave të tretura kontribuon në zbërthimin e molekulave në jone, gjë që çon në një rritje të shkallës së shpërbërjes kur tretësirat nxehen.

Nëse, në një tretësirë ​​të një acidi të dobët ose të një baze të dobët, përqendrimi i jonit me të njëjtin emër rritet duke futur kripën përkatëse, atëherë vërehet një ndryshim i mprehtë në shkallën e shpërbërjes së elektrolitit të dobët. Konsideroni, për shembull, se si  e acidit acetik (CH3COOH) do të ndryshojë kur acetati i natriumit futet në një tretësirë ​​(futja e joneve me të njëjtin emër CH3COO-).

Sipas parimit të Le Chatelier, ekuilibri i procesit të disociimit

do të zhvendoset në të majtë si rezultat i një rritje të përqendrimit të joneve acetate CH 3 COO - të formuara gjatë shpërbërjes së acetatit të natriumit:

CH 3 COONa  CH 3 COO - + Na +.

Një zhvendosje e tillë e ekuilibrit drejt formimit të CH 3 COOH nënkupton një ulje të shkallës së disociimit të tij dhe çon në një ulje të përqendrimit të joneve të hidrogjenit, për shembull:

Kështu, si rezultat i futjes së 0,01 mol CH 3 COONa në 1 l të një tretësire 0,01 M të CH 3 COOH, përqendrimi i joneve të hidrogjenit u ul me

.

Nga pikëpamja e teorisë së disociimit elektrolitik hidroksidet amfoterike (amfolite) janë substanca që shpërndahen në një tretësirë ​​ujore si acide ashtu edhe si baza.. Këto përfshijnë Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2, Al (OH) 3, Cr (OH) 3, etj. Për shembull, ekuacionet e disociimit elektrolitik Be ( OH) 2:

1) disociimi sipas llojit të bazës:

Be(OH) 2 + 3H 2 O  OH - +

H 2 O  OH - +

2) shpërbërja sipas llojit të acidit:

Be(OH) 2 + 2H 2 O  H + +

 H + +

Ekziston një model i caktuar midis konstantës dhe shkallës së disociimit, i cili u zbulua në 1888 nga W. Ostwald dhe ishte në gjendje ta shpjegonte atë. Ky model u quajt më vonë ligji i hollimit të Ostwald.

Krijimi eksperimental i korrektësisë së ligjit të hollimit të Ostwaldit ishte i një rëndësie të madhe për vërtetimin e teorisë së disociimit elektrolitik.

K d lidhet me një varësi të thjeshtë. Nëse përqendrimi total molar i elektrolitit në tretësirë ​​caktohet C KA, atëherë për elektrolitet binare përqendrimet e joneve K y+ dhe A x- do të jenë të barabarta me ·C KA . Është e qartë se

= =  C KA ,

C KA -  C KA = C KA (1-), atëherë

(7.6.6.)

Për elektrolitet e dobëta   0 dhe (1 - )  1. Prandaj,

(7.6.7.)

Varësia që rezulton është një shprehje matematikore Ligji i hollimit të Ostwald :

shkalla e disociimit të një elektroliti të dobët rritet me hollimin e tretësirës në përpjesëtim të zhdrejtë me rrënjën katrore të përqendrimit të tij molar.