35. ثابت درجة وتفكك المنحل بالكهرباء الضعيف. قانون أوستوالد للتخفيف. التفكك التدريجي للكهارل. تأثير الأيونات الشائعة على تفكك الشوارد الضعيفة.
درجة التفكك (ألفا)المنحل بالكهرباء هو جزء من جزيئاته التي تخضع للتفكك.
التفكك ثابت- نوع من ثابت التوازن يُظهر ميل جسم كبير إلى التفكك (الانفصال) بشكل عكسي إلى أجسام صغيرة، كما هو الحال عندما يتحلل المعقد إلى الجزيئات المكونة له، أو عندما ينفصل الملح إلى أيونات في محلول مائي.
قانون أوزوالد للتخفيف:ك= جم/(1-α)
أحماض متعددة القاعدة، بالإضافة إلى قواعد مكونة من فلزين متكافئين أو أكثر ننفصل تدريجيا. في محاليل هذه المواد، يتم إنشاء توازنات معقدة تشارك فيها أيونات ذات شحنات مختلفة.
التوازن الأول - المرحلة الأولى من الانفصال- تتميز بثبات التفكك ل 1 ، والثانية - المرحلة الثانية من الانفصال - التفكك ثابت ل 2 . كميات ك، ك 1 و ل 2 ترتبط ببعضها البعض من خلال العلاقة: ك = ك 1 ل 2
أثناء التفكك التدريجي للمواد، يحدث التحلل في الخطوة اللاحقة دائمًا بدرجة أقل مما كان عليه في الخطوة السابقة. يحمل عدم المساواة التالية: ل 1 >ك 2 >ك 3 …
ويفسر ذلك حقيقة أن الطاقة التي يجب إنفاقها لإزالة الأيون تكون ضئيلة عندما يتم فصله عن جزيء محايد وتصبح أكبر أثناء التفكك في كل خطوة لاحقة.
تأثير الأيون المشترك على تفكك المنحل بالكهرباء الضعيف: إضافة أيون مشترك يقلل من تفكك الإلكتروليت الضعيف.
36. التأين الذاتي للماء. المنتج الأيوني للماء. مؤشرات الهيدروجين (pH) والهيدروكسيل (pOH)، وعلاقتها في الماء والمحاليل المائية للإلكتروليتات. مفهوم المؤشرات والمحاليل العازلة للكهارل. مفهوم المؤشرات والحلول العازلة.
للمياه السائلة صفة مميزة التأين الذاتي . جزيئاتها تؤثر بشكل متبادل على بعضها البعض. تؤدي الحركة الحرارية للجزيئات إلى إضعاف وتمزق متغاير لروابط O - H في جزيئات الماء الفردية.
المنتج الأيوني للماء– حاصل ضرب التركيزات [H + ] و – قيمة ثابتة عند درجة حرارة ثابتة وتساوي 10 -14 عند 22 درجة مئوية.
يزداد المنتج الأيوني للماء مع زيادة درجة الحرارة.
قيمه الحامضيه– اللوغاريتم السلبي لتركيز أيونات الهيدروجين: الرقم الهيدروجيني = – سجل. وبالمثل: pOH = – سجل. أخذ لوغاريتم المنتج الأيوني للماء يعطي: الرقم الهيدروجيني + الرقم الهيدروجيني = 14. تميز قيمة الرقم الهيدروجيني تفاعل الوسط. إذا كان الرقم الهيدروجيني = 7، فإن [H + ] = وسط متعادل.
إذا كان الرقم الهيدروجيني< 7, то [Н + ] >- البيئة الحمضية. إذا كان الرقم الهيدروجيني أكبر من 7، فإن [H + ]< – щелочная среда.
حلول عازلة- المحاليل التي تحتوي على تركيز معين من أيونات الهيدروجين. لا يتغير الرقم الهيدروجيني لهذه المحاليل عند تخفيفها ويتغير قليلاً عند إضافة كميات صغيرة من الأحماض والقلويات.
يتم تحديد قيمة الرقم الهيدروجيني للمحلول باستخدام مؤشر عالمي.
مؤشر عالميعبارة عن مزيج من عدة مؤشرات تغير اللون عبر نطاق واسع من قيم الأس الهيدروجيني.
37. ذوبان الشوارد الصلبة القابلة للذوبان في الماء. منتج الذوبان (العلاقات العامة). تأثير الأيونات الشائعة على الذوبان. هيدروكسيدات وأكاسيد مذبذبة.
ذوبان مادة قليلة الذوبانس يمكن التعبير عنها بالشامات لكل لتر. اعتمادا على الحجم س يمكن تقسيم المواد إلى مواد ضعيفة الذوبان< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л ≤ س≥ 10 -2 مول/لتر وقابل للذوبان بدرجة عالية س >10 -2 مول/لتر.
ترتبط ذوبان المركبات بمنتج ذوبانها.
حاصل الإذابة (إلخ، K sp) هو نتاج تركيز أيونات المنحل بالكهرباء قليل الذوبان في محلوله المشبع عند درجة حرارة وضغط ثابتين. منتج الذوبان هو قيمة ثابتة.
عندما أدخلت إلى جلس. محلول إلكتروليت قليل الذوبان مع أيون مشترك، تقل قابلية الذوبان.
هيدروكسيدات مذبذبة- المواد الكيميائية التي تتصرف كقواعد في البيئة الحمضية وكأحماض في البيئة القلوية.
هيدروكسيدات مذبذبةغير قابلة للذوبان عمليًا في الماء، الطريقة الأكثر ملاءمة للحصول عليها هي الترسيب من محلول مائي باستخدام قاعدة ضعيفة - هيدرات الأمونيا: Al(NO 3) 3 + 3(NH 3 H 2 O) = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 NO 3 (20 درجة مئوية) Al(NO 3) 3 + 3(NH 3 H 2 O) = AlO(OH)↓ + 3NH 4 NO 3 + H 2 O (80 درجة مئوية)
أكاسيد مذبذبة- الأكاسيد المكونة للملح والتي تظهر، حسب الظروف، إما خواص قاعدية أو حمضية (أي.
تظهر خصائص مذبذبة). تتكون من المعادن الانتقالية. تظهر المعادن الموجودة في الأكاسيد المذبذبة عادة التكافؤ II، III، IV.
| " |
التفكك الكهربائي- هذه هي عملية تحلل المادة (وهي عبارة عن إلكتروليت) عادة في الماء إلى أيونات يمكنها التحرك بحرية.
الأحماض الموجودة في المحاليل المائية قادرة على التفكك إلى أيونات هيدروجين موجبة الشحنة (H+) ومخلفات حمضية سالبة الشحنة (على سبيل المثال، Cl -، SO 4 2-، NO 3 -). الأول يسمى الكاتيونات، والأخير - الأنيونات. يرجع الطعم الحامض لمحاليل جميع الأحماض إلى أيونات الهيدروجين.
جزيئات الماء قطبية. فهي تجذب بأقطابها سالبة الشحنة ذرات الهيدروجين الموجودة في الحمض، بينما تجذب جزيئات الماء الأخرى البقايا الحمضية بأقطابها الموجبة الشحنة. إذا كانت الرابطة بين الهيدروجين والبقايا الحمضية في جزيء حمض ليست قوية بما فيه الكفاية، فإنها تنكسر، بينما يبقى إلكترون ذرة الهيدروجين مع البقايا الحمضية.
في محاليل الأحماض القوية، تتفكك جميع الجزيئات تقريبًا إلى أيونات. في الأحماض الضعيفة، يحدث التفكك بشكل أضعف، ومعه تحدث العملية العكسية - الارتباط - عندما تشكل أيونات البقايا الحمضية والهيدروجين رابطة، ويتم الحصول على جزيء حمض محايد كهربائيًا مرة أخرى. لذلك، في معادلات التفكك، غالبًا ما تستخدم علامة يساوي أو سهم أحادي الاتجاه للأحماض القوية، وتستخدم الأسهم متعددة الاتجاهات للأحماض الضعيفة، مما يؤكد أن العملية تسير في كلا الاتجاهين.
تشمل الإلكتروليتات القوية أحماض الهيدروكلوريك (HCl) والكبريتيك (H 2 SO 4) والنيتريك (HNO 3) وما إلى ذلك. وتشمل الإلكتروليتات الضعيفة أحماض الفوسفور (H 3 PO 4) والنيتروز (HNO 2) والسيليكون (H 2 SiO 3) و إلخ.
يمكن لجزيء حمض أحادي القاعدة (HCl، HNO 3، HNO 2، إلخ) أن ينفصل إلى أيون هيدروجين واحد فقط وأيون بقايا حمض واحد. وبالتالي، فإن تفككهم يحدث دائمًا في خطوة واحدة.
يمكن لجزيئات الأحماض متعددة القاعدة (H 2 SO 4، H 3 PO 4، إلخ) أن تنفصل على عدة مراحل. أولاً، يتم فصل أيون هيدروجين واحد منها، مما يترك أنيونًا مائيًا (على سبيل المثال، HSO 4 - أيون هيدرو سلفات). هذه هي المرحلة الأولى من التفكك. بعد ذلك، يمكن فصل أيون الهيدروجين الثاني، تاركًا فقط بقايا حمضية (SO 4 2-). هذه هي المرحلة الثانية من التفكك.
وبالتالي فإن عدد مراحل التفكك الإلكتروليتي يعتمد على قاعدية الحمض (عدد ذرات الهيدروجين الموجودة فيه).
أسهل طريقة لمتابعة التفكك هي من خلال الخطوة الأولى. مع كل خطوة لاحقة، يتناقص التفكك. والسبب في ذلك هو أنه من الأسهل إزالة أيون هيدروجين موجب الشحنة من جزيء محايد بدلاً من إزالة أيون هيدروجين سالب الشحنة. بعد الخطوة الأولى، تنجذب أيونات الهيدروجين المتبقية بقوة أكبر إلى البقايا الحمضية، نظرًا لأنها تحتوي على شحنة سالبة أكبر.
وبالقياس على الأحماض، تتفكك القواعد أيضًا إلى أيونات. في هذه الحالة، يتم تشكيل الكاتيونات المعدنية وأنيونات الهيدروكسيد (OH -). اعتمادًا على عدد مجموعات الهيدروكسيد في الجزيئات الأساسية، يمكن أن يحدث التفكك أيضًا في عدة خطوات.
تنفصل الأحماض المتعددة القاعدة والقواعد متعددة الأحماض تدريجيًا. كل خطوة تفكك لها ثابت التفكك الخاص بها. على سبيل المثال، لتفكك حمض الفوسفوريك:
يرجع انخفاض الثابت من المرحلة الأولى إلى المرحلة الثالثة إلى حقيقة أنه يصبح من الصعب بشكل متزايد إزالة البروتون مع زيادة الشحنة السالبة للجسيم الناتج.
ثابت التفكك الإجمالي يساوي ناتج الثوابت المقابلة لمراحل التفكك الفردية. على سبيل المثال، في حالة حامض الفوسفوريك للعملية:
لتقييم درجة تفكك الشوارد الضعيفة، يكفي أن نأخذ في الاعتبار فقط المرحلة الأولى من التفكك – فهو يحدد أولاً تركيز الأيونات في المحلول.
كما تتفكك الأملاح الحمضية والقاعدية على مراحل، على سبيل المثال:
من السهل ملاحظة أن تفكك الهيدروانيون أو التحلل المائي مطابق للمرحلة الثانية أو الثالثة من تفكك الحمض أو القاعدة المقابلة، وبالتالي يخضع لنفس القوانين التي تمت صياغتها للتفكك التدريجي للأحماض والقواعد. على وجه الخصوص، إذا كان الملح الأساسي يتوافق مع قاعدة ضعيفة، والملح الحمضي – حمض ضعيف، ثم يحدث تفكك الهيدرونيون أو التحلل المائي (أي المرحلة الثانية أو الثالثة من تفكك الملح) إلى حد ضئيل.
كل حمض يحتوي على أكسجين وكل قاعدة (أي الأحماض والقواعد بالمعنى التقليدي) تحتوي على مجموعات هيدروكسيو. الفرق بين الحمض والقاعدة هو أنه في الحالة الأولى، يحدث التفكك عند الرابطة EO-H، وفي الحالة الثانية – عبر اتصال E-ON.
تنفصل الهيدروكسيدات الأمفوتيرية كقواعد وأحماض (كلاهما ضعيف جدًا). وبالتالي، يمكن تمثيل تأين هيدروكسيد الزنك بالمخطط التالي (دون مراعاة ترطيب الأيونات الناتجة):
تؤدي إضافة الحمض إلى إزاحة هذه التوازنات إلى اليسار، وإضافة القلويات – إلى اليمين. ولذلك، في البيئة الحمضية، يسود التفكك وفقا لنوع القاعدة، وفي البيئة القلوية – حسب نوع الحمض. في كلتا الحالتين، يؤدي ربط الأيونات المتكونة أثناء تفكك المنحل بالكهرباء المذبذب ضعيف الذوبان إلى جزيئات الماء إلى انتقال أجزاء جديدة من هذه الأيونات إلى المحلول، وارتباطها، وانتقال أيونات جديدة إلى المحلول، وما إلى ذلك. يحدث انحلال مثل هذا المنحل بالكهرباء في محلول حمضي وفي محلول قلوي.
(1887) لشرح خواص المحاليل المائية للإلكتروليتات. وبعد ذلك، تم تطويره من قبل العديد من العلماء على أساس عقيدة بنية الذرة والروابط الكيميائية. يمكن اختزال المحتوى الحديث لهذه النظرية في الأحكام الثلاثة التالية:
مخطط لإذابة بلورة ملح الطعام. أيونات الصوديوم والكلور في المحلول.
1. تتفكك (تتفكك) الإلكتروليتات عند ذوبانها في الماء إلى أيونات ذات شحنة موجبة وسالبة. ("أيون" هي كلمة يونانية تعني "التجوال". وفي المحلول، تتحرك الأيونات بشكل عشوائي في اتجاهات مختلفة.)
2. تحت تأثير التيار الكهربائي، تكتسب الأيونات حركة اتجاهية: تتحرك الأيونات المشحونة بشكل إيجابي نحو الكاثود، وتتحرك الأيونات ذات الشحنة السالبة نحو الأنود. لذلك، تسمى الأولى الكاتيونات، والأخيرة - الأنيونات. تحدث الحركة الاتجاهية للأيونات نتيجة لجذب أقطابها الكهربائية المشحونة بشكل معاكس.
3. التفكك هو عملية عكسية. وهذا يعني حدوث حالة من التوازن حيث يتفكك عدد كبير من الجزيئات إلى أيونات (تفكك)، ويتشكل الكثير منها مرة أخرى من الأيونات (ارتباط). ولذلك، في معادلات التفكك الكهربائي، بدلا من علامة المساواة، يتم استخدام علامة الانعكاس.
على سبيل المثال:
كا ↔ ك + + ا − ,
حيث KA هو جزيء إلكتروليت، K + كاتيون، A - أنيون.
تساعد نظرية الروابط الكيميائية في الإجابة على سؤال لماذا تتفكك الإلكتروليتات إلى أيونات. تنفصل المواد ذات الروابط الأيونية بسهولة أكبر، لأنها تتكون بالفعل من أيونات (انظر الروابط الكيميائية). عندما تذوب، يتم توجيه ثنائيات أقطاب الماء حول الأيونات الموجبة والسالبة. تنشأ قوى التجاذب المتبادلة بين الأيونات وثنائيات أقطاب الماء. ونتيجة لذلك، تضعف الرابطة بين الأيونات، وتنتقل الأيونات من البلورة إلى المحلول. تنفصل الإلكتروليتات، التي تتشكل جزيئاتها وفقًا لنوع الرابطة القطبية التساهمية، بطريقة مماثلة. يمكن أن يكون تفكك الجزيئات القطبية كاملاً أو جزئيًا - كل هذا يتوقف على درجة قطبية الروابط. وفي كلتا الحالتين (أثناء تفكك المركبات ذات الروابط الأيونية والقطبية)، تتشكل الأيونات المائية، أي الأيونات المرتبطة كيميائيًا بجزيئات الماء.
كان مؤسس وجهة النظر هذه حول التفكك الإلكتروليتي هو الأكاديمي الفخري آي أ. كابلوكوف. على عكس نظرية أرينيوس، التي لم تأخذ في الاعتبار تفاعل المذاب مع المذيب، طبق I. A. Kablukov النظرية الكيميائية لحلول D. I. Mendeleev لشرح التفكك الكهربائي. وبين أنه أثناء الذوبان يحدث تفاعل كيميائي للمذاب مع الماء، مما يؤدي إلى تكوين الهيدرات، ثم تتفكك إلى أيونات. يعتقد I. A. Kablukov أن المحلول المائي يحتوي على أيونات مائية فقط. حاليا، هذه الفكرة مقبولة عموما. لذلك، الماء الأيوني هو السبب الرئيسي للتفكك. في المحاليل الإلكتروليتية الأخرى غير المائية، يُطلق على الرابطة الكيميائية بين جزيئات (جزيئات، أيونات) المذاب وجزيئات المذيب اسم الذوبان.
تحتوي الأيونات المائية على عدد ثابت ومتغير من جزيئات الماء. تشكل الهيدرات ذات التركيبة الثابتة أيونات الهيدروجين H + التي تحتوي على جزيء واحد من الماء - وهو بروتون مائي H + (H 2 O). في الأدبيات العلمية، يتم تمثيله عادة بالصيغة H 3 O + (أو OH 3 +) ويسمى أيون الهيدرونيوم.
نظرًا لأن التفكك الإلكتروليتي هو عملية قابلة للعكس، ففي محاليل الإلكتروليتات، إلى جانب أيوناتها، توجد أيضًا جزيئات. لذلك تتميز المحاليل الإلكتروليتية بدرجة التفكك (يرمز لها بالحرف اليوناني أ). درجة التفكك هي نسبة عدد الجزيئات المتحللة إلى أيونات، n، إلى العدد الإجمالي للجزيئات الذائبة N:
يتم تحديد درجة تفكك الإلكتروليت بشكل تجريبي ويتم التعبير عنها بأجزاء من الوحدة أو كنسبة مئوية. إذا كانت α = 0، فلا يوجد تفكك، وإذا كانت α = 1، أو 100%، فإن المنحل بالكهرباء يتحلل تمامًا إلى أيونات. الشوارد المختلفة لها درجات مختلفة من التفكك. مع تخفيف المحلول يزداد، ومع إضافة الأيونات التي تحمل الاسم نفسه (مثل أيونات الإلكتروليت) تنخفض.
ومع ذلك، لتوصيف قدرة المنحل بالكهرباء على الانفصال إلى أيونات، فإن درجة التفكك ليست قيمة مناسبة للغاية، لأنها... يعتمد على تركيز المنحل بالكهرباء. السمة الأكثر عمومية هي ثابت التفكك K. ويمكن استخلاصه بسهولة من خلال تطبيق قانون عمل الكتلة على توازن تفكك الإلكتروليت (1):
ك = () /،
حيث KA هو تركيز التوازن للكهارل، وهي تركيزات التوازن لأيوناته (انظر التوازن الكيميائي). K لا يعتمد على التركيز. يعتمد ذلك على طبيعة المنحل بالكهرباء والمذيب ودرجة الحرارة. بالنسبة للإلكتروليتات الضعيفة، كلما زاد K (ثابت التفكك)، كلما زادت قوة الإلكتروليت، زاد عدد الأيونات في المحلول.
لا تملك الشوارد القوية ثوابت التفكك. من الناحية الرسمية، يمكن حسابها، لكنها لن تكون ثابتة مع تغير التركيز.
نظرية التفكك الكهربائياقترحه العالم السويدي س. أرينيوس عام 1887.
التفكك الكهربائي- هذا هو تحلل جزيئات الإلكتروليت مع تكوين أيونات موجبة الشحنة (كاتيونات) وأيونات سالبة الشحنة (الأنيونات) في المحلول.
على سبيل المثال، يتفكك حمض الأسيتيك بهذه الطريقة في محلول مائي:
CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .
التفكك هو عملية عكسها. لكن الشوارد المختلفة تنفصل بشكل مختلف. تعتمد الدرجة على طبيعة المنحل بالكهرباء وتركيزه وطبيعة المذيب والظروف الخارجية (درجة الحرارة والضغط).
درجة التفكك α -نسبة عدد الجزيئات المتحللة إلى أيونات إلى العدد الإجمالي للجزيئات:
α=v´(x)/v(x).
يمكن أن تختلف الدرجة من 0 إلى 1 (من عدم التفكك إلى اكتماله بالكامل). يشار إليها كنسبة مئوية. تم تحديده تجريبيا. عندما يتفكك الإلكتروليت، يزداد عدد الجزيئات في المحلول. تشير درجة التفكك إلى قوة المنحل بالكهرباء.
يميز قويو الشوارد الضعيفة.
إلكتروليتات قوية- هذه هي تلك الشوارد التي تتجاوز درجة تفككها 30٪.
إلكتروليتات متوسطة القوة- هؤلاء الذين تتراوح درجة تفككهم من 3% إلى 30%.
إلكتروليتات ضعيفة- درجة التفكك في محلول مائي 0.1 م أقل من 3%.
أمثلة على الشوارد الضعيفة والقوية.
تتحلل الإلكتروليتات القوية في المحاليل المخففة تمامًا إلى أيونات، أي. α = 1. لكن التجارب تظهر أن التفكك لا يمكن أن يساوي 1، فهو له قيمة تقريبية، لكنه لا يساوي 1. وهذا ليس تفككًا حقيقيًا، ولكنه تفكك ظاهري.
على سبيل المثال، السماح لبعض الاتصال α = 0.7. أولئك. وفقًا لنظرية أرهينيوس، فإن 30% من الجزيئات غير المنفصلة "تطفو" في المحلول. و70% تكون أيونات حرة. وتعطي النظرية الكهروستاتيكية تعريفًا آخر لهذا المفهوم: إذا كانت α = 0.7، فإن جميع الجزيئات تتفكك إلى أيونات، لكن الأيونات تكون حرة بنسبة 70% فقط، والـ 30% المتبقية مرتبطة بالتفاعلات الكهروستاتيكية.
درجة واضحة من التفكك.
لا تعتمد درجة التفكك على طبيعة المذيب والمذاب فحسب، بل تعتمد أيضًا على تركيز المحلول ودرجة الحرارة.
يمكن تمثيل معادلة التفكك على النحو التالي:
أك ⇄ أ- + ك + .
ويمكن التعبير عن درجة التفكك على النحو التالي:
مع زيادة تركيز المحلول، تقل درجة تفكك الإلكتروليت. أولئك. قيمة الدرجة لكهارل معين ليست قيمة ثابتة.
وبما أن التفكك عملية عكسية، فيمكن كتابة معادلات معدل التفاعل على النحو التالي:
إذا كان التفكك متوازنا، فإن المعدلات متساوية ونتيجة لذلك نحصل عليها توازن ثابت(التفكك ثابت):
تعتمد K على طبيعة المذيب ودرجة الحرارة، ولكنها لا تعتمد على تركيز المحاليل. يتضح من المعادلة أنه كلما زاد عدد الجزيئات غير المنفصلة، انخفضت قيمة ثابت تفكك الإلكتروليت.
الأحماض المتعددة القاعدةتنفصل تدريجيًا، وكل خطوة لها قيمة ثابتة تفكك خاصة بها.
إذا تفكك حمض متعدد القاعدة، فمن السهل إزالة البروتون الأول، ولكن مع زيادة شحنة الأنيون، يزداد الجذب، وبالتالي يصعب إزالة البروتون. على سبيل المثال،
يجب أن تختلف ثوابت تفكك حمض الأورثوفوسفوريك في كل خطوة بشكل كبير:
أنا - المرحلة:
الثانية - المرحلة:
ثالثاً- المرحلة:
في المرحلة الأولى، يكون حمض الأورثوفوسفوريك حمضًا متوسط القوة، وفي المرحلة الثانية يكون ضعيفًا، وفي المرحلة الثالثة يكون ضعيفًا جدًا.
أمثلة على ثوابت التوازن لبعض محاليل الإلكتروليتات.
لنلقي نظرة على مثال:
إذا تمت إضافة النحاس المعدني إلى محلول يحتوي على أيونات الفضة، ففي لحظة التوازن، يجب أن يكون تركيز أيونات النحاس أكبر من تركيز الفضة.
لكن الثابت له قيمة منخفضة:
AgCl⇄Ag + +Cl - .
مما يشير إلى أنه بحلول الوقت الذي تم فيه الوصول إلى التوازن، كان قد تم إذابة القليل جدًا من كلوريد الفضة.
يتم تضمين تركيزات النحاس والفضة المعدنية في ثابت التوازن.
المنتج الأيوني للماء.
ويحتوي الجدول أدناه على البيانات التالية:
ويسمى هذا الثابت المنتج الأيوني للماءوالتي تعتمد فقط على درجة الحرارة. وفقًا للتفكك، يوجد أيون هيدروكسيد واحد لكل 1 H+ أيون. في الماء النقي تركيز هذه الأيونات هو نفسه: [ ح + ] = [أوه - ].
من هنا، [ ح + ] = [أوه- ] = = 10-7 مول/لتر.
إذا قمت بإضافة مادة غريبة إلى الماء، على سبيل المثال، حمض الهيدروكلوريك، فإن تركيز أيونات الهيدروجين سيزيد، ولكن المنتج الأيوني للماء لا يعتمد على التركيز.
وإذا أضفت القلويات فإن تركيز الأيونات سيزيد، وستنخفض كمية الهيدروجين.
التركيز ومترابطان: كلما زادت قيمة واحدة، قلت الأخرى.
حموضة المحلول (pH).
عادة ما يتم التعبير عن حموضة المحاليل من خلال تركيز الأيونات ح+.في البيئات الحمضية الرقم الهيدروجيني<10 -7 моль/л, в нейтральных - الرقم الهيدروجيني= 10 -7 مول/لتر، في القلوية - الرقم الهيدروجيني> 10 -7 مول/لتر.
يتم التعبير عن حموضة المحلول من خلال اللوغاريتم السلبي لتركيز أيونات الهيدروجين، ويطلق عليه ذلك الرقم الهيدروجيني.
الرقم الهيدروجيني = -إل جي[ ح + ].
العلاقة بين الثابت ودرجة التفكك.
النظر في مثال على تفكك حمض الخليك:
لنجد الثابت:
التركيز المولي ج=1/الخامس، نعوض بها في المعادلة ونحصل على:
هذه المعادلات قانون التربية دبليو أوستوالد، والتي بموجبها لا يعتمد ثابت تفكك المنحل بالكهرباء على تخفيف المحلول.
