35. Kuchsiz elektrolitning darajasi va dissotsilanish konstantasi. Ostvaldning suyultirish qonuni. Elektrolitning bosqichma-bosqich dissotsiatsiyasi. Kuchsiz elektrolitlar dissotsiatsiyasiga umumiy ionlarning ta'siri.
Dissotsiatsiya darajasi (alfa) elektrolitlar - bu uning molekulalarining dissotsiatsiyaga uchragan qismi.
Dissotsiatsiya konstantasi- katta jismning kichik jismlarga teskari ajralish (ajralish) tendentsiyasini ko'rsatadigan muvozanat konstantasi turi, masalan, kompleks uning tarkibiy molekulalariga parchalanishi yoki suvli eritmada tuzning ionlarga ajralishi.
Osvaldning suyultirish qonuni:K= Cm/(1-a)
Ko'p asosli kislotalar, shuningdek, ikki yoki undan ortiq valentli metallarning asoslari bosqichma-bosqich ajrating. Ushbu moddalarning eritmalarida turli xil zaryadli ionlar ishtirok etadigan murakkab muvozanatlar o'rnatiladi.
Birinchi muvozanat - birinchi bosqich dissotsiatsiya– dissotsilanish konstantasi bilan tavsiflanadi, belgilanadi TO 1 , ikkinchisi esa - dissotsiatsiyaning ikkinchi bosqichi - dissotsiatsiya konstantasi TO 2 . Miqdorlar K, K 1 Va TO 2 munosabati bilan bir-biriga bog'langan: K=K 1 TO 2
Moddalarning bosqichma-bosqich dissotsiatsiyasi jarayonida keyingi bosqichda parchalanish har doim oldingisiga qaraganda kamroq darajada sodir bo'ladi. Quyidagi tengsizlik amal qiladi: TO 1 >K 2 >K 3 …
Bu ionni olib tashlash uchun sarflanishi kerak bo'lgan energiya neytral molekuladan ajratilganda minimal bo'lishi va har bir keyingi bosqichda dissotsiatsiya paytida kattalashishi bilan izohlanadi.
Kuchsiz elektrolitning dissotsiatsiyasiga umumiy ionning ta'siri: Umumiy ion qo'shilishi kuchsiz elektrolitning dissotsiatsiyasini kamaytiradi.
36. Suvning o'z-o'zidan ionlanishi. Suvning ion mahsuloti. Vodorod (pH) va gidroksil (pOH) indikatorlari, ularning suvdagi va elektrolitlarning suvdagi eritmalaridagi munosabati. Elektrolitlarning indikatorlari va bufer eritmalari haqida tushuncha. Indikatorlar tushunchasi va bufer yechimlari.
Suyuq suv uchun xarakterli o'z-o'zini ionlash . Uning molekulalari bir-biriga ta'sir qiladi. Zarrachalarning issiqlik harakati alohida suv molekulalaridagi O - H aloqalarining zaiflashishiga va geterolitik yorilishiga olib keladi.
Suvning ion mahsuloti– konsentratsiyalar mahsuloti [H + ] va – – doimiy haroratda doimiy qiymat va 22°C da 10 -14 ga teng.
Suvning ion mahsuloti harorat oshishi bilan ortadi.
pH qiymati– vodorod ionlari konsentratsiyasining manfiy logarifmi: pH = – log. Xuddi shunday: pOH = – log. Suvning ion mahsulotining logarifmini qabul qilsak: pH + pH = 14. pH qiymati muhitning reaktsiyasini xarakterlaydi. Agar pH = 7 bo'lsa, [H + ] = neytral muhit hisoblanadi.
Agar pH< 7, то [Н + ] >- kislotali muhit. Agar pH > 7 bo'lsa, [H +]< – щелочная среда.
Bufer yechimlari- vodorod ionlarining ma'lum konsentratsiyasiga ega bo'lgan eritmalar. Bu eritmalarning pH darajasi suyultirilganda o'zgarmaydi, oz miqdorda kislotalar va ishqorlar qo'shilganda esa kam o'zgaradi.
Eritmaning pH qiymati universal indikator yordamida aniqlanadi.
Universal ko'rsatkich pH qiymatlarining keng diapazonida rangni o'zgartiradigan bir nechta indikatorlarning aralashmasi.
37. Kam eriydigan qattiq elektrolitlarning suvda eruvchanligi. Eruvchanlik mahsuloti (pr). Umumiy ionlarning eruvchanlikka ta'siri. Amfoter gidroksidlar va oksidlar.
Kam eriydigan moddaning eruvchanligis litr uchun mollarda ifodalanishi mumkin. Hajmiga qarab s moddalar yomon eriydiganlarga bo'linishi mumkin - s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л ≤ s≤ 10 -2 mol/l va yaxshi eriydi s >10 -2 mol/l.
Aralashmalarning eruvchanligi ularning eruvchanlik mahsuloti bilan bog'liq.
Eruvchanlik mahsuloti (VA BOSHQALAR, K sp) - oʻzgarmas harorat va bosimda ozgina eriydigan elektrolitning toʻyingan eritmasidagi ionlari konsentratsiyasining mahsuloti. Eruvchanlik mahsuloti doimiy qiymatdir.
Satga kiritilganda. kam eriydigan elektrolitning umumiy ionli eritmasi, eruvchanligi pasayadi.
Amfoter gidroksidlar- kislotali muhitda asos va ishqoriy muhitda kislota kabi harakat qiladigan kimyoviy moddalar.
Amfoter gidroksidlar amalda suvda erimaydi, ularni olishning eng qulay usuli suvli eritmadan zaif asos - ammiak gidrat yordamida cho'ktirishdir: Al(NO 3) 3 + 3 (NH 3 H 2 O) = Al (OH) 3 ↓ + 3NH 4 NO 3 (20 °C) Al(NO 3) 3 + 3(NH 3 H 2 O) = AlO (OH)↓ + 3NH 4 NO 3 + H 2 O (80 °C)
Amfoter oksidlar- sharoitga qarab asosiy yoki kislotali xossalarni ko'rsatadigan tuz hosil qiluvchi oksidlar (ya'ni.
amfoter xossalarini namoyon qiladi). O'tish metallari tomonidan hosil qilingan. Amfoter oksidlardagi metallar odatda II, III, IV valentlikni namoyon qiladi.
| " |
Elektrolitik dissotsiatsiya- bu moddaning (bu elektrolit bo'lgan) odatda suvda erkin harakatlanishi mumkin bo'lgan ionlarga parchalanish jarayoni.
Suvli eritmalardagi kislotalar musbat zaryadlangan vodorod ionlariga (H+) va manfiy zaryadlangan kislotali qoldiqlarga (masalan, Cl -, SO 4 2-, NO 3 -) dissotsilanishga qodir. Birinchisi kationlar, ikkinchisi - anionlar deb ataladi. Barcha kislotalar eritmalarining nordon ta'mi vodorod ionlariga bog'liq.
Suv molekulalari qutbli. Ular manfiy zaryadlangan qutblari bilan kislotaning vodorod atomlarini, boshqa suv molekulalari esa musbat zaryadlangan qutblari bilan kislota qoldiqlarini tortadi. Agar kislota molekulasida vodorod bilan kislotali qoldiq o'rtasidagi bog'lanish yetarli darajada mustahkam bo'lmasa, u buziladi, vodorod atomining elektroni esa kislotali qoldiq bilan qoladi.
Kuchli kislotalar eritmalarida deyarli barcha molekulalar ionlarga ajraladi. Kuchsiz kislotalarda dissotsilanish kuchsizroq kechadi va u bilan birga teskari jarayon - assotsiatsiya - kislota qoldig'i va vodorod ionlari bog' hosil qilganda va yana elektr neytral kislota molekulasi olinadi. Shuning uchun dissotsiatsiya tenglamalarida kuchli kislotalar uchun tenglik belgisi yoki bir tomonlama strelka, kuchsiz kislotalar uchun esa ko'p yo'nalishli strelkalar qo'llaniladi va bu jarayon har ikki yo'nalishda ham borishini ta'kidlaydi.
К сильным электролитам относятся кислоты соляная (HCl), серная (H 2 SO 4), азотная (HNO 3) и др. К слабым - фосфорная (H 3 PO 4), азотистая (HNO 2), кремниевая (H 2 SiO 3) va boshq.
Bir asosli kislota molekulasi (HCl, HNO 3, HNO 2 va boshqalar) faqat bitta vodorod ioniga va bitta kislota qoldiq ioniga ajralishi mumkin. Shunday qilib, ularning dissotsiatsiyasi doimo bir bosqichda sodir bo'ladi.
Ko'p asosli kislotalarning molekulalari (H 2 SO 4, H 3 PO 4 va boshqalar) bir necha bosqichda dissotsilanishi mumkin. Birinchidan, ulardan bitta vodorod ioni ajralib, gidro-anion (masalan, HSO 4 - gidro-sulfat ioni) qoladi. Bu dissotsiatsiyaning birinchi bosqichidir. Keyinchalik, ikkinchi vodorod ionini ajratish mumkin, faqat kislotali qoldiq (SO 4 2-) qoladi. Bu dissotsiatsiyaning ikkinchi bosqichidir.
Shunday qilib, elektrolitik dissotsilanish bosqichlarining soni kislotaning asosliligiga (undagi vodorod atomlari soniga) bog'liq.
Dissotsiatsiyani davom ettirishning eng oson yo'li birinchi qadamdir. Har bir keyingi bosqichda dissotsiatsiya kamayadi. Buning sababi shundaki, musbat zaryadlangan vodorod ionini neytral molekuladan manfiy zaryadlangandan ko'ra olib tashlash osonroqdir. Birinchi bosqichdan keyin qolgan vodorod ionlari kislotali qoldiqqa kuchliroq tortiladi, chunki u katta manfiy zaryadga ega.
Kislotalarga o'xshab, asoslar ham ionlarga ajraladi. Bunda metall kationlari va gidroksid anionlari (OH -) hosil bo'ladi. Asosiy molekulalardagi gidroksid guruhlari soniga qarab, dissotsiatsiya ham bir necha bosqichda sodir bo'lishi mumkin.
Ko'p asosli kislotalar va ko'p kislotali asoslar bosqichma-bosqich dissotsilanadi. Har bir dissotsilanish bosqichi o'zining dissotsiatsiya konstantasiga ega. Masalan, fosfor kislotasining dissotsiatsiyasi uchun:
Konstantaning birinchi bosqichdan uchinchi bosqichga kamayishi, hosil bo'lgan zarrachaning manfiy zaryadi ortishi bilan protonni olib tashlashning tobora qiyinlashishi bilan bog'liq.
Umumiy dissotsilanish konstantasi dissotsilanishning alohida bosqichlariga mos keladigan konstantalar ko'paytmasiga teng. Masalan, jarayon uchun fosfor kislotasi bo'lsa:
Kuchsiz elektrolitlarning dissotsilanish darajasini baholash uchun dissotsilanishning faqat birinchi bosqichini hisobga olish kifoya. – u, birinchi navbatda, eritmadagi ionlarning konsentratsiyasini aniqlaydi.
Kislotali va asosli tuzlar ham bosqichma-bosqich ajraladi, masalan:
Gidroanion yoki gidroksokatsiyaning dissotsiatsiyasi mos keladigan kislota yoki asosning dissotsiatsiyasining ikkinchi yoki uchinchi bosqichi bilan bir xil ekanligini va shuning uchun kislotalar va asoslarning bosqichma-bosqich dissotsiatsiyasi uchun tuzilgan qonunlarga bo'ysunishini sezish oson. Xususan, agar asosiy tuz zaif asosga to'g'ri kelsa va kislota tuzi – zaif kislota, keyin gidroanion yoki gidroksokatsiyaning dissotsiatsiyasi (ya'ni, tuz dissotsiatsiyasining ikkinchi yoki uchinchi bosqichi) ahamiyatsiz darajada sodir bo'ladi.
Har bir kislorod o'z ichiga olgan kislota va har bir asos (an'anaviy ma'noda kislotalar va asoslarni anglatadi) gidrokso guruhlarini o'z ichiga oladi. Kislota va asos o'rtasidagi farq shundaki, birinchi holatda dissotsiatsiya EO-H bog'ida sodir bo'ladi, ikkinchisida esa – E-ON ulanishi orqali.
Amfoter gidroksidlar ham asoslar, ham kislotalar sifatida ajraladi (ikkalasi ham juda zaif). Shunday qilib, sink gidroksidining ionlanishi quyidagi sxema bilan ifodalanishi mumkin (hosil bo'lgan ionlarning hidratsiyasini hisobga olmagan holda):
Kislota qo'shilishi bu muvozanatni chapga, ishqor qo'shilishi esa siljiydi – O'ngga. Shuning uchun kislotali muhitda asos turiga ko'ra dissotsiatsiya, ishqoriy muhitda esa ustunlik qiladi. – kislota turi bo'yicha. Ikkala holatda ham yomon eriydigan amfoter elektrolitning suv molekulalariga dissotsiatsiyasida hosil bo'lgan ionlarning bog'lanishi bunday ionlarning yangi qismlarining eritmaga o'tishi, ularning bog'lanishi, yangi ionlarning eritmaga o'tishi va boshqalarni keltirib chiqaradi. bunday elektrolitning erishi kislota eritmasida ham, ishqor eritmasida ham sodir bo'ladi.
(1887) elektrolitlarning suvli eritmalarining xossalarini tushuntirish. Keyinchalik u ko'pgina olimlar tomonidan atom tuzilishi va kimyoviy bog'lanishlar haqidagi ta'limot asosida ishlab chiqilgan. Ushbu nazariyaning zamonaviy mazmunini quyidagi uchta qoidaga qisqartirish mumkin:
Oshxona tuzining kristalini eritish sxemasi. Eritmada natriy va xlor ionlari.
1. Elektrolitlar suvda eriganida ionlarga ajraladi (parchalanadi) - musbat va manfiy zaryadlangan. ("Ion" yunoncha "ayyorlik" degan ma'noni anglatadi. Eritmada ionlar turli yo'nalishlarda tasodifiy harakat qiladi.)
2. Elektr toki ta'sirida ionlar yo'nalishli harakatga ega bo'ladi: musbat zaryadlanganlar katodga, manfiy zaryadlanganlar anodga qarab harakatlanadi. Shuning uchun birinchisi kationlar, ikkinchisi - anionlar deb ataladi. Ionlarning yo'nalishli harakati ularning qarama-qarshi zaryadlangan elektrodlarini jalb qilish natijasida yuzaga keladi.
3. Dissotsiatsiya teskari jarayondir. Bu shuni anglatadiki, muvozanat holati yuzaga keladi, bunda qancha molekulalar ionlarga parchalanadi (dissosiatsiya), ularning ko'pchiligi ionlardan yana hosil bo'ladi (assotsiatsiya). Shuning uchun elektrolitik dissotsilanish tenglamalarida tenglik belgisi o'rniga qaytuvchanlik belgisi qo'llaniladi.
Masalan:
KA ↔ K + + A -,
bu yerda KA elektrolit molekulasi, K + kation, A - anion.
Kimyoviy bog'lanish haqidagi ta'limot elektrolitlar nima uchun ionlarga ajraladi degan savolga javob berishga yordam beradi. Ion bogʻlari boʻlgan moddalar eng oson ajraladi, chunki ular allaqachon ionlardan iborat (qarang Kimyoviy bogʻlanish ). Ular eriganida, suv dipollari musbat va manfiy ionlar atrofida yo'naltiriladi. Suvning ionlari va dipollari o'rtasida o'zaro tortishish kuchlari paydo bo'ladi. Natijada ionlar orasidagi bog'lanish zaiflashadi va ionlar kristalldan eritmaga o'tadi. Molekulalari kovalent qutbli bog'lanish turiga ko'ra hosil bo'lgan elektrolitlar xuddi shunday dissotsiatsiyalanadi. Polar molekulalarning dissotsiatsiyasi to'liq yoki qisman bo'lishi mumkin - bularning barchasi bog'lanishlarning qutblanish darajasiga bog'liq. Ikkala holatda ham (ionli va qutbli bog'lar bilan birikmalarning dissotsiatsiyasi paytida) gidratlangan ionlar, ya'ni suv molekulalari bilan kimyoviy bog'langan ionlar hosil bo'ladi.
Elektrolitik dissotsiatsiya haqidagi bu qarashning asoschisi faxriy akademik I. A. Kablukov edi. Erigan moddaning erituvchi bilan oʻzaro taʼsirini hisobga olmagan Arrenius nazariyasidan farqli oʻlaroq, I. A. Kablukov elektrolitik dissotsilanishni tushuntirish uchun D. I. Mendeleyevning eritmalar kimyoviy nazariyasini qoʻlladi. U eritish paytida erigan moddaning suv bilan kimyoviy o'zaro ta'siri sodir bo'lishini ko'rsatdi, bu esa gidratlarning hosil bo'lishiga olib keladi va keyin ular ionlarga ajraladi. I. A. Kablukov suvli eritmada faqat gidratlangan ionlar bor deb hisoblagan. Hozirgi vaqtda bu fikr umumiy qabul qilingan. Demak, ionlarning hidratsiyasi dissotsilanishning asosiy sababidir. Boshqa, suvsiz elektrolitlar eritmalarida erigan moddaning zarralari (molekulalari, ionlari) va erituvchi zarralari orasidagi kimyoviy bog'lanish solvatatsiya deb ataladi.
Gidratlangan ionlar doimiy va o'zgaruvchan miqdordagi suv molekulalariga ega. Doimiy tarkibli gidrat suvning bir molekulasini ushlab turadigan vodorod ionlarini H + hosil qiladi - bu gidratlangan proton H + (H 2 O). Ilmiy adabiyotlarda u odatda H 3 O + (yoki OH 3 +) formulasi bilan ifodalanadi va gidroniy ioni deb ataladi.
Elektrolitik dissotsilanish teskari jarayon bo'lgani uchun elektrolitlar eritmalarida ularning ionlari bilan bir qatorda molekulalar ham mavjud. Shuning uchun elektrolitlar eritmalari dissotsilanish darajasi bilan tavsiflanadi (yunoncha a harfi bilan belgilanadi). Dissotsilanish darajasi - ionlarga parchalangan molekulalar sonining n ning erigan molekulalarning umumiy soniga nisbati: N:
Elektrolitlar dissotsilanish darajasi eksperimental tarzda aniqlanadi va birlik kasrlarida yoki foizlarda ifodalanadi. Agar a = 0 bo'lsa, u holda dissotsiatsiya bo'lmaydi va agar a = 1 yoki 100% bo'lsa, elektrolit butunlay ionlarga parchalanadi. Turli elektrolitlar turli darajadagi dissotsiatsiyaga ega. Eritmani suyultirish bilan u ortadi va bir xil nomdagi ionlar qo'shilishi bilan (elektrolit ionlari bilan bir xil) kamayadi.
Biroq, elektrolitlarning ionlarga ajralish qobiliyatini tavsiflash uchun dissotsilanish darajasi juda qulay qiymat emas, chunki u... elektrolitlar kontsentratsiyasiga bog'liq. Yana umumiy xarakteristikasi dissotsilanish konstantasi K. Elektrolitlar dissotsilanish muvozanatiga (1) massa ta’siri qonunini qo‘llash orqali osonlik bilan olinishi mumkin:
K = () / ,
bu yerda KA elektrolitning muvozanat konsentratsiyasi va uning ionlarining muvozanat konsentratsiyasi (qarang Kimyoviy muvozanat ). K konsentratsiyaga bog'liq emas. Bu elektrolit, erituvchi va haroratning tabiatiga bog'liq. Kuchsiz elektrolitlar uchun K (dissotsilanish konstantasi) qanchalik yuqori bo'lsa, elektrolitlar qanchalik kuchli bo'lsa, eritmadagi ionlar shunchalik ko'p bo'ladi.
Kuchli elektrolitlar dissotsilanish konstantalariga ega emas. Rasmiy ravishda ularni hisoblash mumkin, ammo konsentratsiya o'zgarganda ular doimiy bo'lmaydi.
Elektrolitik dissotsilanish nazariyasi shved olimi S. Arrenius tomonidan 1887 yilda taklif qilingan.
Elektrolitik dissotsiatsiya- bu eritmada musbat zaryadlangan (kationlar) va manfiy zaryadlangan (anionlar) ionlarining hosil bo'lishi bilan elektrolitlar molekulalarining parchalanishi.
Masalan, sirka kislotasi suvli eritmada shunday dissotsilanadi:
CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO -.
Dissotsiatsiya teskari jarayondir. Ammo turli elektrolitlar turlicha dissotsiyalanadi. Daraja elektrolitning tabiatiga, uning konsentratsiyasiga, erituvchining tabiatiga, tashqi sharoitlarga (harorat, bosim) bog'liq.
Dissotsiatsiya darajasi a - ionlarga parchalangan molekulalar sonining molekulalarning umumiy soniga nisbati:
a=v´(x)/v(x).
Daraja 0 dan 1 gacha o'zgarishi mumkin (ajralish yo'qligidan uning to'liq tugallanishigacha). Foiz sifatida ko'rsatilgan. Eksperimental tarzda aniqlangan. Elektrolit dissotsilanganda eritmadagi zarrachalar soni ortadi. Dissotsiyalanish darajasi elektrolitning kuchini ko'rsatadi.
Farqlash kuchli Va zaif elektrolitlar.
Kuchli elektrolitlar- bular dissotsilanish darajasi 30% dan oshadigan elektrolitlar.
O'rtacha quvvatli elektrolitlar- bu dissotsilanish darajasi 3% dan 30% gacha bo'lganlar.
Zaif elektrolitlar- 0,1 M suvli eritmada dissotsilanish darajasi 3% dan kam.
Kuchli va kuchsiz elektrolitlarga misollar.
Suyultirilgan eritmalardagi kuchli elektrolitlar butunlay ionlarga parchalanadi, ya'ni. α = 1. Ammo tajribalar shuni ko'rsatadiki, dissotsiatsiya 1 ga teng bo'lishi mumkin emas, u taxminiy qiymatga ega, lekin 1 ga teng emas. Bu haqiqiy dissotsiatsiya emas, balki zohiriy.
Misol uchun, bir oz ulanishga ruxsat bering α = 0,7. Bular. Arrhenius nazariyasiga ko'ra, ajralmagan molekulalarning 30% eritmada "suzadi". 70% esa erkin ionlar hosil qilgan. Va elektrostatik nazariya bu kontseptsiyaga yana bir ta'rif beradi: agar a = 0,7 bo'lsa, unda barcha molekulalar ionlarga ajraladi, lekin ionlar faqat 70% erkin, qolgan 30% esa elektrostatik o'zaro ta'sirlar bilan bog'langan.
Ko'rinib turgan dissotsiatsiya darajasi.
Dissotsilanish darajasi nafaqat erituvchi va erigan moddaning tabiatiga, balki eritmaning konsentratsiyasiga va haroratga ham bog'liq.
Dissotsiatsiya tenglamasini quyidagicha ifodalash mumkin:
AK ⇄ A- + K + .
Va dissotsiatsiya darajasini quyidagicha ifodalash mumkin:
Eritma konsentratsiyasi ortishi bilan elektrolitlar dissotsilanish darajasi pasayadi. Bular. ma'lum bir elektrolit uchun daraja qiymati doimiy qiymat emas.
Dissotsilanish teskari jarayon bo'lgani uchun reaksiya tezligi tenglamalarini quyidagicha yozish mumkin:
Agar dissotsiatsiya muvozanatli bo'lsa, u holda stavkalar teng bo'ladi va natijada biz olamiz muvozanat konstantasi(dissosiatsiya konstantasi):
K erituvchining tabiatiga va haroratga bog'liq, lekin eritmalar konsentratsiyasiga bog'liq emas. Tenglamadan ko'rinib turibdiki, dissotsilanmagan molekulalar qancha ko'p bo'lsa, elektrolitlar dissotsilanish konstantasining qiymati shunchalik past bo'ladi.
Ko'p asosli kislotalar bosqichma-bosqich dissotsilanadi va har bir qadam o'zining dissotsiatsiya doimiy qiymatiga ega.
Agar ko'p asosli kislota dissotsilangan bo'lsa, unda birinchi proton eng oson chiqariladi, ammo anionning zaryadi oshishi bilan tortishish kuchayadi va shuning uchun protonni olib tashlash ancha qiyin bo'ladi. Masalan,
Har bir bosqichda ortofosfor kislotasining dissotsilanish konstantalari katta farq qilishi kerak:
I - bosqich:
II - bosqich:
III - bosqich:
Birinchi bosqichda ortofosfor kislotasi o'rtacha kuchli kislota bo'lib, 2-bosqichda u zaif, 3-bosqichda u juda zaifdir.
Ayrim elektrolitlar eritmalari uchun muvozanat konstantalariga misollar.
Keling, bir misolni ko'rib chiqaylik:
Agar kumush ionlari bo'lgan eritmaga metall mis qo'shilsa, muvozanat momentida mis ionlarining konsentratsiyasi kumush konsentratsiyasidan kattaroq bo'lishi kerak.
Lekin konstanta past qiymatga ega:
AgCl⇄Ag + +Cl - .
Bu shuni ko'rsatadiki, muvozanatga erishilganda kumush xlorid juda oz miqdorda erigan.
Metall mis va kumush kontsentratsiyasi muvozanat konstantasiga kiritilgan.
Suvning ionli mahsuloti.
Quyidagi jadval quyidagi ma'lumotlarni o'z ichiga oladi:
Bu doimiy deyiladi suvning ion mahsuloti, bu faqat haroratga bog'liq. Dissotsilanishga ko'ra, 1 H+ ioniga bitta gidroksid ioni to'g'ri keladi. Toza suvda bu ionlarning kontsentratsiyasi bir xil: [ H + ] = [OH - ].
Bu yerdan, [ H + ] = [OH- ] = = 10-7 mol/l.
Suvga begona moddani, masalan, xlorid kislotasini qo'shsangiz, vodorod ionlarining konsentratsiyasi ortadi, lekin suvning ion mahsuloti konsentratsiyaga bog'liq emas.
Va agar siz gidroksidi qo'shsangiz, ionlarning konsentratsiyasi ortadi va vodorod miqdori kamayadi.
Konsentratsiya va o'zaro bog'liq: bir qiymat qanchalik katta bo'lsa, ikkinchisi kamroq.
Eritmaning kislotaligi (pH).
Eritmalarning kislotaliligi odatda ionlar konsentratsiyasi bilan ifodalanadi H+. Kislotali muhitda pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10 -7 mol/l, ishqoriyda - pH> 10 -7 mol/l.
Eritmaning kislotaliligi vodorod ionlari kontsentratsiyasining manfiy logarifmi orqali ifodalanadi va uni deyiladi. pH.
pH = -lg[ H + ].
Doimiy va dissotsilanish darajasi o'rtasidagi bog'liqlik.
Sirka kislotasining dissotsiatsiyasiga misol keltiring:
Keling, doimiyni topamiz:
Molar kontsentratsiyasi C=1/V, uni tenglamaga almashtiring va quyidagilarni oling:
Bu tenglamalar V.Ostvaldning naslchilik qonuni, unga ko'ra elektrolitning dissotsilanish konstantasi eritmaning suyultirilishiga bog'liq emas.
