35. درجه و ثابت تفکیک یک الکترولیت ضعیف. قانون رقیق سازی استوالد تفکیک گام به گام الکترولیت. تاثیر یون های مشترک بر تفکیک الکترولیت های ضعیف
درجه تفکیک (آلفا)یک الکترولیت نسبت مولکول های آن است که تحت تفکیک قرار می گیرند.
حد تفکیک- نوعی ثابت تعادل که تمایل یک جسم بزرگ را به تفکیک (جداسازی) برگشت پذیر به اجسام کوچک نشان می دهد، مانند زمانی که یک کمپلکس به مولکول های سازنده خود تجزیه می شود، یا زمانی که یک نمک در یک محلول آبی به یون ها جدا می شود.
قانون رقیق سازی اسوالد:ک= سیm/(1-α)
اسیدهای پلی بازیک و همچنین بازهای دو یا چند فلز ظرفیتی تفکیک مرحله به مرحله. در محلول های این مواد، تعادل های پیچیده ای برقرار می شود که در آن یون هایی با بارهای مختلف شرکت می کنند.
تعادل اول - تفکیک مرحله اول- با یک ثابت تفکیک مشخص می شود به 1 ، و دوم - تفکیک مرحله دوم - حد تفکیک به 2 . مقادیر ک، ک 1 و به 2 از طریق رابطه با یکدیگر مرتبط هستند: K=K 1 به 2
در طول تفکیک گام به گام مواد، تجزیه در مرحله بعدی همیشه به میزان کمتری نسبت به مرحله قبلی رخ می دهد. نابرابری زیر برقرار است: به 1 > K 2 > K 3 …
این با این واقعیت توضیح داده می شود که انرژی که باید برای حذف یک یون صرف شود، زمانی که از یک مولکول خنثی جدا می شود حداقل است و در طی تفکیک در هر مرحله بعدی بیشتر می شود.
اثر یک یون مشترک بر تفکیک یک الکترولیت ضعیف: افزودن یک یون مشترک باعث کاهش تفکیک الکترولیت ضعیف می شود.
36. خود یونیزاسیون آب. محصول یونی آب شاخص های هیدروژن (pH) و هیدروکسیل (pOH)، رابطه آنها در آب و محلول های آبی الکترولیت ها. مفهوم شاخص ها و محلول های بافر الکترولیت ها. مفهوم شاخص ها و راه حل های بافر.
برای آب مایع مشخصه خود یونیزاسیون . مولکول های آن متقابلاً بر یکدیگر تأثیر می گذارند. حرکت حرارتی ذرات باعث تضعیف و گسیختگی هترولیتیک پیوندهای O - H در مولکولهای منفرد آب می‌شود.
محصول یونی آب– حاصل ضرب غلظت [H + ] و – مقداری ثابت در دمای ثابت و برابر با 10-14 در دمای 22 درجه سانتی گراد است.
محصول یونی آب با افزایش دما افزایش می یابد.
مقدار pH– لگاریتم منفی غلظت یون های هیدروژن: pH = – log. به طور مشابه: pOH = – log. با گرفتن لگاریتم محصول یونی آب: pH + pH = 14. مقدار pH واکنش محیط را مشخص می کند. اگر pH = 7، آنگاه [H + ] = یک محیط خنثی است.
اگر PH< 7, то [Н + ] >- محیط اسیدی اگر pH > 7 باشد، [H + ]< – щелочная среда.
محلول های بافر- محلول هایی با غلظت معینی از یون های هیدروژن. PH این محلول ها در صورت رقیق شدن تغییر نمی کند و با افزودن مقادیر کمی اسید و قلیا کمی تغییر می کند.
مقدار pH محلول با استفاده از یک شاخص جهانی تعیین می شود.
نشانگر جهانیترکیبی از چندین شاخص است که در محدوده وسیعی از مقادیر pH تغییر رنگ می دهد.
37. حلالیت الکترولیت های جامد کم محلول در آب. محصول حلالیت (pr). تأثیر یونهای رایج بر حلالیت. هیدروکسیدها و اکسیدهای آمفوتریک
حلالیت یک ماده کم محلولس را می توان بر حسب مول در لیتر بیان کرد. بسته به اندازه س مواد را می توان به مواد کم محلول تقسیم کرد< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л ≤ س≤ 10-2 mol/l و بسیار محلول است س > 10-2 مول در لیتر.
حلالیت ترکیبات به محصول حلالیت آنها مربوط می شود.
محصول حلالیت (و غیره K sp) حاصل غلظت یونهای یک الکترولیت کمی محلول در محلول اشباع آن در دما و فشار ثابت است. محصول حلالیت یک مقدار ثابت است.
وقتی به نشست معرفی شد. محلول یک الکترولیت کم محلول با یک یون مشترک، حلالیت کاهش می یابد.
هیدروکسیدهای آمفوتریک- مواد شیمیایی که در محیط اسیدی به صورت باز و در محیط قلیایی مانند اسید عمل می کنند.
هیدروکسیدهای آمفوتریکعملا در آب نامحلول است، راحت ترین راه برای به دست آوردن آنها، رسوب از یک محلول آبی با استفاده از یک باز ضعیف - هیدرات آمونیاک است: Al(NO 3) 3 + 3 (NH 3 H 2 O) = Al (OH) 3 ↓ + 3NH 4 NO 3 (20 درجه سانتی گراد) Al(NO 3) 3 + 3 (NH 3 H 2 O) = AlO(OH)↓ + 3NH 4 NO 3 + H 2 O (80 درجه سانتی گراد)
اکسیدهای آمفوتریک- اکسیدهای تشکیل دهنده نمک که بسته به شرایط، خواص بازی یا اسیدی از خود نشان می دهند (به عنوان مثال.
نشان دادن خواص آمفوتریک). توسط فلزات واسطه تشکیل شده است. فلزات در اکسیدهای آمفوتریک معمولاً ظرفیت II، III، IV را نشان می دهند.
| " |
تفکیک الکترولیتی- این فرآیند تجزیه یک ماده (که یک الکترولیت است) معمولاً در آب به یون هایی است که می توانند آزادانه حرکت کنند.
اسیدهای موجود در محلول های آبی قادر به تفکیک به یون های هیدروژن با بار مثبت (H+) و باقی مانده های اسیدی با بار منفی (به عنوان مثال، Cl-، SO 4 2-، NO 3 -) هستند. اولی کاتیون نامیده می شود، دومی - آنیون. مزه ترش محلول تمام اسیدها به دلیل یون های هیدروژن است.
مولکول های آب قطبی هستند. آنها با قطب های دارای بار منفی، اتم های هیدروژن اسید را جذب می کنند، در حالی که سایر مولکول های آب، باقی مانده های اسیدی را با قطب های دارای بار مثبت جذب می کنند. اگر در یک مولکول اسید پیوند بین هیدروژن و باقیمانده اسیدی به اندازه کافی قوی نباشد، شکسته می شود، در حالی که الکترون اتم هیدروژن با باقی مانده اسیدی باقی می ماند.
در محلول های اسیدهای قوی، تقریباً تمام مولکول ها به یون ها تجزیه می شوند. در اسیدهای ضعیف، تفکیک ضعیف‌تر اتفاق می‌افتد و همراه با آن، فرآیند معکوس - تداعی - زمانی اتفاق می‌افتد که یونهای باقیمانده اسیدی و هیدروژن یک پیوند تشکیل می‌دهند و دوباره یک مولکول اسید خنثی الکتریکی به دست می‌آید. بنابراین، در معادلات تفکیک، اغلب از علامت مساوی یا فلش یک طرفه برای اسیدهای قوی استفاده می‌شود و از فلش‌های چند جهته برای اسیدهای ضعیف استفاده می‌شود و در نتیجه تاکید می‌شود که فرآیند در هر دو جهت پیش می‌رود.
الکترولیت های قوی شامل اسیدهای هیدروکلریک (HCl)، سولفوریک (H2 SO 4)، نیتریک (HNO 3) و غیره است. الکترولیت های ضعیف شامل فسفر (H3PO4)، نیتروژن (HNO2)، سیلیکون (H2SiO3) و و غیره.
یک مولکول اسید مونوبازیک (HCl، HNO 3، HNO 2، و غیره) می تواند تنها به یک یون هیدروژن و یک یون باقیمانده اسید تجزیه شود. بنابراین، تفکیک آنها همیشه در یک مرحله اتفاق می افتد.
مولکول های اسیدهای پلی بازیک (H 2 SO 4 ، H 3 PO 4 و غیره ) می توانند در چند مرحله جدا شوند. ابتدا یک یون هیدروژن از آنها جدا می شود و یک هیدروآنیون باقی می ماند (به عنوان مثال، HSO 4 - یون هیدرو سولفات). این اولین مرحله تفکیک است. در مرحله بعد، یون هیدروژن دوم را می توان جدا کرد و تنها یک باقیمانده اسیدی باقی گذاشت (SO 4 2-). این مرحله دوم تفکیک است.
بنابراین، تعداد مراحل تفکیک الکترولیتی به باز بودن اسید (تعداد اتم های هیدروژن موجود در آن) بستگی دارد.
ساده ترین راه برای ادامه تفکیک مرحله اول است. با هر مرحله بعدی، تفکیک کاهش می یابد. دلیل این امر این است که حذف یون هیدروژن با بار مثبت از یک مولکول خنثی آسان تر از یک مولکول با بار منفی است. پس از مرحله اول، یون های هیدروژن باقیمانده با شدت بیشتری به باقی مانده اسیدی جذب می شوند، زیرا بار منفی بیشتری دارد.
بر اساس قیاس با اسیدها، بازها نیز به یون ها تجزیه می شوند. در این حالت کاتیون های فلزی و آنیون های هیدروکسید (OH -) تشکیل می شوند. بسته به تعداد گروه های هیدروکسید در مولکول های پایه، تفکیک نیز می تواند در چند مرحله رخ دهد.
اسیدهای پلی بازیک و بازهای پلی اسیدی به صورت مرحله ای تفکیک می شوند. هر مرحله تفکیک ثابت تفکیک خاص خود را دارد. به عنوان مثال، برای تفکیک اسید فسفریک:
کاهش ثابت از مرحله اول به مرحله سوم به این دلیل است که با افزایش بار منفی ذره حاصل، حذف پروتون به طور فزاینده ای دشوار می شود.
ثابت تفکیک کل برابر است با حاصلضرب ثابت های مربوط به مراحل جداگانه تفکیک. به عنوان مثال، در مورد اسید فسفریک برای فرآیند:
برای ارزیابی درجه تفکیک الکترولیت های ضعیف، کافی است تنها مرحله اول تفکیک را در نظر بگیریم. – اول از همه، غلظت یون ها را در محلول تعیین می کند.
نمک های اسیدی و بازی نیز در مراحل زیر تجزیه می شوند، به عنوان مثال:
به راحتی می توان متوجه شد که تفکیک یک هیدروآنیون یا هیدروکسوکاسیون با مرحله دوم یا سوم تفکیک اسید یا باز مربوطه یکسان است و بنابراین از همان قوانینی پیروی می کند که برای تفکیک گام به گام اسیدها و بازها تدوین شده است. به ویژه، اگر نمک اساسی مربوط به یک باز ضعیف، و نمک اسید است – اسید ضعیف، سپس تجزیه هیدروآنیون یا هیدروکسوکاسیون (یعنی مرحله دوم یا سوم تجزیه نمک) به میزان ناچیزی رخ می دهد.
هر اسید حاوی اکسیژن و هر باز (به معنای اسیدها و بازها در معنای سنتی) حاوی گروه های هیدروکسو هستند. تفاوت بین اسید و باز در این است که در حالت اول، تجزیه در پیوند EO-H رخ می دهد و در مورد دوم – از طریق اتصال E-ON.
هیدروکسیدهای آمفوتریک هم به عنوان باز و هم به عنوان اسید تفکیک می شوند (هر دو بسیار ضعیف هستند). بنابراین، یونیزاسیون هیدروکسید روی را می توان با طرح زیر (بدون در نظر گرفتن هیدراتاسیون یون های حاصل) نشان داد:
افزودن اسید این تعادل ها را به سمت چپ تغییر می دهد و قلیایی اضافه می شود – به سمت راست. بنابراین در محیط اسیدی تفکیک با توجه به نوع باز غالب است و در محیط قلیایی – بر اساس نوع اسید در هر دو مورد، اتصال یون هایی که در حین تفکیک یک الکترولیت آمفوتریک کم محلول به مولکول های آب تشکیل می شوند، باعث انتقال بخش های جدید این یون ها به محلول، اتصال آنها، انتقال یون های جدید به محلول و غیره می شود. انحلال چنین الکترولیت هم در محلول اسید و هم در محلول قلیایی اتفاق می افتد.
(1887) برای توضیح خواص محلول های آبی الکترولیت ها. متعاقباً توسط بسیاری از دانشمندان بر اساس دکترین ساختار اتم و پیوندهای شیمیایی توسعه یافت. محتوای مدرن این نظریه را می توان به سه شرط زیر تقلیل داد:
طرحی برای حل کردن کریستال نمک خوراکی. یون های سدیم و کلر در محلول.
1. الکترولیت ها، هنگامی که در آب حل می شوند، به یون های دارای بار مثبت و منفی تجزیه می شوند (تجزیه می شوند). ("یون" یونانی به معنای "سرگردان" است. در یک محلول، یون ها به طور تصادفی در جهات مختلف حرکت می کنند.)
2. تحت تأثیر جریان الکتریکی، یونها حرکت جهتی پیدا می‌کنند: یون‌هایی که بار مثبت دارند به سمت کاتد حرکت می‌کنند، یون‌هایی که بار منفی دارند به سمت آند حرکت می‌کنند. بنابراین، اولی کاتیون نامیده می شود، دومی - آنیون. حرکت جهتی یونها در نتیجه جذب الکترودهای با بار مخالف آنها اتفاق می افتد.
3. تفکیک یک فرآیند برگشت پذیر است. این بدان معنی است که یک حالت تعادل رخ می دهد که در آن به تعداد مولکول ها به یون ها تجزیه می شوند (تفکیک)، بسیاری از آنها دوباره از یون ها (تداعی) تشکیل می شوند. بنابراین در معادلات تفکیک الکترولیتی به جای علامت مساوی از علامت برگشت پذیری استفاده می شود.
مثلا:
KA ↔ K + + A −،
که در آن KA یک مولکول الکترولیت است، K + یک کاتیون، A - یک آنیون است.
دکترین پیوند شیمیایی به پاسخ به این سوال کمک می کند که چرا الکترولیت ها به یون ها تجزیه می شوند. مواد با پیوندهای یونی به راحتی تفکیک می شوند، زیرا آنها قبلاً از یون تشکیل شده اند (به پیوند شیمیایی مراجعه کنید). هنگامی که آنها حل می شوند، دوقطبی های آب حول یون های مثبت و منفی جهت گیری می کنند. نیروهای جاذبه متقابل بین یون ها و دوقطبی های آب بوجود می آیند. در نتیجه پیوند بین یون ها ضعیف می شود و یون ها از کریستال به محلول حرکت می کنند. الکترولیت‌ها که مولکولهای آنها بر اساس نوع پیوند قطبی کووالانسی تشکیل می‌شوند، به طور مشابه تجزیه می‌شوند. تفکیک مولکول های قطبی می تواند کامل یا جزئی باشد - همه اینها به درجه قطبیت پیوندها بستگی دارد. در هر دو حالت (در حین تفکیک ترکیبات با پیوندهای یونی و قطبی)، یون های هیدراته تشکیل می شوند، یعنی یون هایی که به مولکول های آب پیوند شیمیایی دارند.
بنیانگذار این دیدگاه تفکیک الکترولیتی، آکادمیک افتخاری I. A. Kablukov بود. برخلاف نظریه آرنیوس که برهمکنش املاح با حلال را در نظر نمی گرفت، I.A. Kablukov نظریه شیمیایی محلول های D.I. Mendeleev را برای توضیح تفکیک الکترولیتی به کار برد. او نشان داد که در حین انحلال، برهمکنش شیمیایی ماده حل شده با آب رخ می دهد که منجر به تشکیل هیدرات ها می شود و سپس به یون ها تجزیه می شوند. I. A. Kablukov معتقد بود که یک محلول آبی فقط حاوی یون های هیدراته است. در حال حاضر، این ایده به طور کلی پذیرفته شده است. بنابراین، هیدراتاسیون یونی عامل اصلی تجزیه است. در محلول های الکترولیت غیرآبی دیگر، پیوند شیمیایی بین ذرات (مولکول ها، یون ها) املاح و ذرات حلال را حلالیت می نامند.
یون های هیدراته دارای تعداد مولکول های آب ثابت و متغیر هستند. یک هیدرات با ترکیب ثابت، یون های هیدروژن H + را تشکیل می دهد که یک مولکول آب را نگه می دارد - این یک پروتون هیدراته H + (H 2 O) است. در ادبیات علمی، معمولاً با فرمول H 3 O + (یا OH 3 +) نشان داده می شود و یون هیدرونیوم نامیده می شود.
از آنجایی که تفکیک الکترولیتی یک فرآیند برگشت پذیر است، در محلول های الکترولیت ها به همراه یون های آنها، مولکول هایی نیز وجود دارد. بنابراین، محلول های الکترولیت با درجه تفکیک (که با حرف یونانی a مشخص می شود) مشخص می شوند. درجه تفکیک نسبت تعداد مولکول های متلاشی شده به یون ها، n، به تعداد کل مولکول های محلول N است:
درجه تفکیک الکترولیت به صورت تجربی تعیین می شود و بر حسب کسری از واحد یا به صورت درصد بیان می شود. اگر α = 0 باشد، تجزیه وجود ندارد و اگر α = 1 یا 100٪ باشد، الکترولیت کاملاً به یون تجزیه می شود. الکترولیت های مختلف درجات تفکیک متفاوتی دارند. با رقیق شدن محلول افزایش می یابد و با افزودن یون هایی به همین نام (همان یون های الکترولیت) کاهش می یابد.
با این حال، برای مشخص کردن توانایی یک الکترولیت برای تفکیک به یون، درجه تفکیک مقدار چندان مناسبی نیست، زیرا ... به غلظت الکترولیت بستگی دارد. یک مشخصه کلی تر ثابت تفکیک K است. می توان آن را به راحتی با اعمال قانون عمل جرم در تعادل تفکیک الکترولیت بدست آورد (1):
K = () /،
که در آن KA غلظت تعادلی الکترولیت و غلظت تعادلی یون های آن است (به تعادل شیمیایی مراجعه کنید). K به غلظت بستگی ندارد. این بستگی به ماهیت الکترولیت، حلال و دما دارد. برای الکترولیت‌های ضعیف، هرچه K (ثابت تفکیک) بیشتر باشد، هرچه الکترولیت قوی‌تر باشد، یونهای بیشتری در محلول وجود دارد.
الکترولیت های قوی ثابت تفکیک ندارند. به طور رسمی، آنها را می توان محاسبه کرد، اما با تغییر غلظت ثابت نخواهند بود.
تئوری تفکیک الکترولیتیتوسط دانشمند سوئدی S. Arrhenius در سال 1887 پیشنهاد شد.
تفکیک الکترولیتی- این تجزیه مولکول های الکترولیت با تشکیل یون های دارای بار مثبت (کاتیون ها) و بار منفی (آنیون ها) در محلول است.
به عنوان مثال، اسید استیک در یک محلول آبی به صورت زیر تجزیه می شود:
CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .
تفکیک یک فرآیند برگشت پذیر است. اما الکترولیت های مختلف به طور متفاوتی تفکیک می شوند. درجه بستگی به ماهیت الکترولیت، غلظت آن، ماهیت حلال، شرایط خارجی (دما، فشار) دارد.
درجه تفکیک α -نسبت تعداد مولکول های تجزیه شده به یون ها به تعداد کل مولکول ها:
α=v´(x)/v(x).
درجه می تواند از 0 تا 1 (از عدم تفکیک تا تکمیل کامل آن) متفاوت باشد. به صورت درصد نشان داده شده است. به صورت تجربی تعیین شد. هنگامی که الکترولیت جدا می شود، تعداد ذرات در محلول افزایش می یابد. درجه تفکیک نشان دهنده قدرت الکترولیت است.
تمیز دادن قویو الکترولیت های ضعیف.
الکترولیت های قوی- اینها آن دسته از الکترولیت هایی هستند که درجه تفکیک آنها بیش از 30٪ است.
الکترولیت های با قدرت متوسط- اینها کسانی هستند که درجه تفکیک آنها از 3٪ تا 30٪ متغیر است.
الکترولیت های ضعیف- درجه تفکیک در محلول آبی 0.1 M کمتر از 3٪ است.
نمونه هایی از الکترولیت های ضعیف و قوی
الکترولیت های قوی در محلول های رقیق به طور کامل به یون تجزیه می شوند، به عنوان مثال. α = 1. اما آزمایشات نشان می دهد که تفکیک نمی تواند برابر با 1 باشد، یک مقدار تقریبی دارد، اما برابر با 1 نیست. این یک تفکیک واقعی نیست، بلکه ظاهری است.
به عنوان مثال، اجازه دهید برخی از اتصال α = 0.7. آن ها طبق نظریه آرنیوس، 30 درصد از مولکول های تفکیک نشده در محلول شناور هستند. و 70٪ یونهای آزاد تشکیل دادند. و تئوری الکترواستاتیک تعریف دیگری برای این مفهوم ارائه می دهد: اگر α = 0.7، آنگاه همه مولکول ها به یون ها تفکیک می شوند، اما یون ها تنها 70٪ آزاد هستند و 30٪ باقی مانده توسط برهمکنش های الکترواستاتیکی محدود می شوند.
درجه تفکیک ظاهری
درجه تفکیک نه تنها به ماهیت حلال و املاح بستگی دارد، بلکه به غلظت محلول و دما نیز بستگی دارد.
معادله تفکیک را می توان به صورت زیر نشان داد:
AK ⇄ A- + K + .
و درجه تفکیک را می توان به صورت زیر بیان کرد:
با افزایش غلظت محلول، درجه تفکیک الکترولیت کاهش می یابد. آن ها مقدار درجه برای یک الکترولیت خاص یک مقدار ثابت نیست.
از آنجایی که تفکیک یک فرآیند برگشت پذیر است، معادلات سرعت واکنش را می توان به صورت زیر نوشت:
اگر تفکیک تعادلی باشد، نرخ ها برابر هستند و در نتیجه به دست می آوریم ثابت تعادل(حد تفکیک):
K به ماهیت حلال و دما بستگی دارد، اما به غلظت محلول ها بستگی ندارد. از معادله مشخص می شود که هر چه تعداد مولکول های تفکیک نشده بیشتر باشد، مقدار ثابت تفکیک الکترولیت کمتر است.
اسیدهای پلی بازیکتفکیک گام به گام، و هر مرحله مقدار ثابت تفکیک خود را دارد.
اگر یک اسید پلی بازیک تجزیه شود، اولین پروتون به راحتی حذف می شود، اما با افزایش بار آنیون، جاذبه افزایش می یابد و بنابراین حذف پروتون بسیار دشوارتر است. مثلا،
ثابت های تفکیک اسید اورتوفسفریک در هر مرحله باید بسیار متفاوت باشد:
من - مرحله:
مرحله دوم:
مرحله سوم:
اسید اورتوفسفریک در مرحله اول اسیدی با قدرت متوسط و در مرحله دوم ضعیف و در مرحله سوم بسیار ضعیف است.
نمونه هایی از ثابت های تعادل برای برخی محلول های الکترولیت.
بیایید به یک مثال نگاه کنیم:
اگر مس فلزی به محلولی حاوی یون های نقره اضافه شود، در لحظه تعادل، غلظت یون مس باید بیشتر از غلظت نقره باشد.
اما ثابت مقدار کمی دارد:
AgCl⇄Ag + +Cl - .
که نشان می دهد تا زمانی که به تعادل رسید، کلرید نقره بسیار کمی حل شده بود.
غلظت فلزی مس و نقره در ثابت تعادل گنجانده شده است.
محصول یونی آب
جدول زیر حاوی داده های زیر است:
این ثابت نامیده می شود محصول یونی آب، که فقط به دما بستگی دارد. بر اساس تفکیک، یک یون هیدروکسید در هر یون H+ وجود دارد. در آب خالص غلظت این یون ها یکسان است: اچ + ] = [اوه - ].
از اینجا، [ اچ + ] = [اوه- ] = = 10-7 مول در لیتر.
اگر یک ماده خارجی، مثلاً اسید کلریدریک را به آب اضافه کنید، غلظت یون هیدروژن افزایش می یابد، اما محصول یونی آب به غلظت بستگی ندارد.
و اگر قلیایی اضافه کنید، غلظت یون ها افزایش می یابد و مقدار هیدروژن کاهش می یابد.
تمرکز و به هم مرتبط هستند: هر چه یک مقدار بیشتر باشد، مقدار دیگری کمتر است.
اسیدیته محلول (pH).
اسیدیته محلول ها معمولاً با غلظت یون ها بیان می شود H+.در محیط های اسیدی pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10 -7 mol/l، به صورت قلیایی - pH> 10 -7 مول در لیتر.
اسیدیته یک محلول از طریق لگاریتم منفی غلظت یون های هیدروژن بیان می شود و به آن می گویند. pH.
pH = -ال جی[ اچ + ].
رابطه بین ثابت و درجه تفکیک.
مثالی از تفکیک اسید استیک را در نظر بگیرید:
بیایید ثابت را پیدا کنیم:
غلظت مولی C=1/V، آن را جایگزین معادله کنید و بدست آورید:
این معادلات هستند قانون پرورش W. Ostwaldکه بر اساس آن ثابت تفکیک الکترولیت به رقیق شدن محلول بستگی ندارد.
