Lahuste keemilise ehk solvaadi teooria pakkus 1887. aastal välja D.I. Mendelejev, kes selle leidis päris lahus sisaldab mitte ainult üksikuid komponente, vaid ka nende koostoime tooteid. Väävelhappe ja etüülalkoholi vesilahuste uuringud, mille viis läbi D.I. Mendelejev pani aluse teooriale, mille põhiolemus seisneb selles, et lahustunud aine osakeste ja lahusti molekulide vahel tekivad vastasmõjud, mille tulemusena tekivad ebastabiilsed muutuva koostisega ühendid, nn. solvaadid või hüdraadid kui lahustiks on vesi. Solvaatide moodustumisel mängivad peamist rolli ebastabiilsed molekulidevahelised jõud, eriti vesinikside.
Sellega seoses tuleks mõistet "lahendus" tõlgendada järgmiselt:
Lahus on muutuva koostisega homogeenne süsteem, mis koosneb kahest või enamast komponendist ja nende vastasmõju produktist.
Sellest määratlusest järeldub, et lahused on keemiliste ühendite ja segude vahel vahepealsel positsioonil. Ühest küljest on lahused homogeensed, mis võimaldab käsitleda neid keemiliste ühenditena. Teisest küljest ei ole lahustes komponentide vahel ranget stöhhiomeetrilist suhet. Lisaks saab lahused jagada komponentideks (näiteks kui NaCl lahus aurustatakse, saab soola eraldi isoleerida).
Lahuste kontsentratsiooni väljendamise peamised viisid
Kõige sagedamini hinnatakse kontseptsiooni abil lahenduse kvantitatiivset koostist kontsentratsioon, mille all mõistetakse lahustunud aine sisaldust (teatud ühikutes) lahuse (lahusti) massi- (mahu)ühiku kohta. Lahuste kontsentratsiooni väljendamise peamised viisid on järgmised:
1. Aine massiosa (x) on süsteemis sisalduva antud komponendi x massi ja selle süsteemi kogumassi suhe:
Aine koguse ühik on mool, st aine kogus, mis sisaldab nii palju reaalseid või tingimuslikke osakesi, kui on aatomeid 0,012 kg C 12 isotoobis. Aine koguseühikuna mooli kasutades peaks teadma, milliseid osakesi silmas peetakse: molekule, aatomeid, elektrone või teisi. Molaarmass M (x) on massi ja aine koguse suhe (g / mol):
3. C(x) - see on aine ekvivalendi koguse n (x) ja lahuse ruumala V p-ra suhe:
|
|
Keemiline ekvivalent on aine tegelik või tingimuslik osake, mis võib happe-aluse või ioonivahetusreaktsioonides asendada, lisada või vabastada 1 vesinikiooni.
Nii nagu molekul, aatom või ioon, on ka ekvivalent mõõtmeteta.
Moolekvivalentide massi nimetatakse molaarmassi ekvivalent M(x). Väärtust nimetatakse samaväärsuse tegur. See näitab, milline osa aine reaalsest osakesest vastab ekvivalendile. Aine ekvivalendi õigeks määramiseks tuleb lähtuda konkreetsest reaktsioonist, milles see aine osaleb, näiteks H 3 PO 4 interaktsiooni reaktsioonis NaOH-ga, võib asendada ühe, kaks või kolm prootonit:
1. H 3 PO 4 + NaOH NaH 2 PO 4 + H 2 O;
2. H3PO4 + 2NaOH Na2HPO4 + 2H2O;
3. H 3 PO 4 + 3NaOH Na 3 PO 4 + 3H 2 O.
Vastavalt ekvivalendi definitsioonile asendatakse 1. reaktsioonis üks prooton, mistõttu aine ekvivalendi molaarmass on võrdne molaarmassiga, st z l ja 
. Sel juhul:
2. reaktsioonis asendatakse kaks prootonit, seetõttu on ekvivalendi molaarmass pool H 3 PO 4 molaarmassist, st. z 2 ja 
. Siin:
3. reaktsioonis asendatakse kolm prootonit ja ekvivalendi molaarmass on üks kolmandik H 3 PO 4 molaarmassist, s.o. z = 3, a 
. Vastavalt:
Vahetusreaktsioonides, kus prootonid otseselt ei osale, saab ekvivalendid määrata kaudselt abireaktsioonide sisseviimisega, mille tulemuste analüüs võimaldab tuletada reegli, et z kõigi reaktsioonide korral on võrdne kogutasu vahetatavad ioonid aine molekulis, mis osaleb konkreetses keemilises reaktsioonis.
1. AlCl 3 + 3AgNO 3 = Al(NO 3) 3 + 3AgCl.
AlCl 3 puhul vahetatakse 1 Al 3+ ioon laenguga +3, seega z \u003d 13 \u003d 3. Seega:
Võib ka öelda, et vahetub 3 klooriiooni laenguga -1. Siis z = 31 = 3 ja 
AgNO 3 puhul z = 11 = 1 (1 Ag + ioon vahetatakse laenguga +1 või 1 NO 3 - ioon vahetatakse laenguga -1).
2. Al 2 (SO 4) 3 + 3BaCl 2 = 3BaSO 4 + 2AlCl 3.
Al 2 (SO 4) 3 z \u003d 23 \u003d 6 puhul (vahetatakse 2 Al 3+ iooni laenguga +3 või 3 SO 4 2 - iooni laenguga -2). Järelikult
Niisiis, rekord C (H 2 SO 4) \u003d 0,02 mol / l tähendab, et 1 liitris on lahus, mis sisaldab 0,02 molekvivalenti H 2 SO 4 ja mille molaarmass on samaväärne H 2 SO 4 on samal ajal molaarmass H 2 SO 4, st 1 liiter lahust sisaldab 
H2SO4.
Ekvivalentsusteguriga 
ekvivalendi molaarkontsentratsioon on võrdne lahuse molaarkontsentratsiooniga.
4. Pealkiri T(x) on aine massi ja lahuse mahu suhe (ml):
6. Moolfraktsioon N(x) on süsteemis sisalduva antud komponendi aine koguse ja süsteemis olevate ainete koguhulga suhe:
|
|
Väljendatuna ühiku murdosades või protsentides .
7. Lahustuvustegur ained R(x) nimetatakse aine maksimaalseks massiks, väljendatuna grammides, mida saab lahustada 100 g lahustis.
Teema 7. Lahendused. Dispergeeritud süsteemid
Loengud 15-17 (6 tundi)
Loengute eesmärk: uurida solvaadi (hüdraadi) lahustumise teooria põhisätteid; lahenduste üldomadused (Raoult, van't Hoffi seadused, osmootne rõhk, Arrheniuse võrrand); vedelate lahuste liigid, määrake lahustuvus; arvestama nõrkade elektrolüütide omadusi (lahustuvuskonstant, Ostwaldi lahjendusseadus, vee ioonprodukt, keskkonna pH, lahustuvuse korrutis); tugevate elektrolüütide omadused (Debye-Hückeli teooria, lahuse ioontugevus); anda hajutatud süsteemide klassifikatsioon; arvestada kolloidlahuste stabiilsust, koagulatsiooni, peptiseerimist, kolloid-disperssete süsteemide saamist ja kolloid-dispergeeritud süsteemide omadusi (molekulaarkineetilised, optilised ja elektrokineetilised).
Uuritavad küsimused:
7.1. Solvaadi (hüdraadi) lahustumisteooria.
7.2. Lahuste üldised omadused.
7.3. Vedelate lahuste tüübid. Lahustuvus.
7.4. Nõrkade elektrolüütide omadused.
7.5. Tugevate elektrolüütide omadused.
7.6. Hajussüsteemide klassifikatsioon.
7.7. Kolloid-dispergeeritud süsteemide saamine.
7.8. Kolloidsete lahuste stabiilsus. Koagulatsioon. Peptiseerimine.
7.9. Kolloid-disperssete süsteemide omadused.
Lahendused nimetatakse homogeenseid süsteeme, mis koosnevad kahest või enamast ainest, mille koostis võib varieeruda lahustuvusest tulenevalt üsna laias vahemikus. Iga lahus koosneb mitmest komponendist: lahustist ( AGA) ja ühe või mitme ( AT).
Komponent- see on keemiliste omaduste poolest homogeense termodünaamilise süsteemi osa, mida saab sellest eraldada ja eksisteerida vabal kujul meelevaldselt pikka aega.
Lahusti on komponent, mille kontsentratsioon on suurem kui teiste komponentide kontsentratsioon lahuses. Lahuste moodustamise ajal säilitab see oma faasioleku.
Iga lahust iseloomustavad sellised omadused nagu tihedus, keemistemperatuur, külmumistemperatuur, viskoossus, pindpinevus, lahusti rõhk lahuse kohal, osmootne rõhk jne. Need omadused muutuvad sujuvalt rõhu, temperatuuri, koostise (kontsentratsiooni) muutumisel. Lahuse kontsentratsioon näitab aine kogust, mis sisaldub lahuse või lahusti teatud massis või lahuse teatud mahus. Keemias kasutatakse lahuste kontsentratsiooni väljendamiseks erinevaid meetodeid:
Lahustunud aine massiosa (kontsentratsiooni protsent (w)) näitab lahustunud aine grammide arvu ( m sisse) 100 g lahuses ( m p), väljendatud protsentides:
Molaarne kontsentratsioon (C) näitab lahustunud aine (n) moolide arvu 1 dm³ lahuses (V):
Väljendatuna mol / dm³, näiteks C (1 / 1 H 2 SO 4) = 0,1 mol / dm³.
Molaarne ekvivalentkontsentratsioon on lahustunud aine moolekvivalentide arv 1 dm³ lahuses (V):
Väljendatuna mol/dm³. Näiteks C (1/2H2SO4) = 0,1 mol / dm³; C (1/5 KMnO 4) \u003d 0,02 mol / dm³.
Ekvivalendi, ekvivalentsusteguri mõisted (näiteks f ekv (HCl) \u003d 1/1; f ekv (H 2 SO 4) \u003d 1/2; f ekv (Na 2 CO 3) \u003d 1/2; f ekv (KMnO 4) = 1/5) ja molaarmassi ekvivalent (näiteks naatriumkarbonaadi puhul: M(1/2 Na 2 CO 3) = f eq M(Na 2 CO 3) = 1/2 M( Na 2 CO 3)) käsitleti sissejuhatuses (lõige 2).
Molaalsus (C m) näitab lahustunud aine moolide arvu (n) 1000 g lahustis (m p-la):
Väljendatuna mol/kg lahusti kohta, näiteks C m (NaCl) = 0,05 mol/kg.
Moolifraktsioon on aine moolide arvu ja lahuses olevate moolide arvu suhe:
kus N A ja NB on vastavalt lahusti ja lahustunud aine molaarosa. Moolfraktsioon korrutatuna 100% on mooliprotsent, seega
N A + N B = 1. (7.6)
Praktilises töös on oluline, et saaks kiiresti liikuda ühest kontsentratsiooniüksusest teise, seega on oluline seda meeles pidada
m r-ra = V r-ra ρ, (7.7)
kus m r-ra on lahuse mass, g; V p-ra - lahuse maht, cm 3; ρ on lahuse tihedus, g/cm3.
Lahustumisprotsess on keeruline füüsikaline ja keemiline protsess, milles avaldub kõige selgemini erineva keemilise olemusega osakeste (molekulide või ioonide) vastastikmõju.
Paljude ainete lahustumisprotsesse erinevates agregatsiooniseisundites mõjutab oluliselt lahusti ja lahustunud aine molekulide polaarsus. Tuleb märkida, et sarnane lahustab sarnase. Polaarsed lahustid (vesi, glütseriin) lahustavad polaarseid molekule (KCl, NH 4 Cl jne); mittepolaarsed lahustid (tolueen, bensiin jne) lahustavad mittepolaarsed molekulid (süsivesinikud, rasvad jne).
Kaasaegne lahustumisteooria põhineb Van't Hoffi ja S. Arrheniuse füüsikateoorial ning D. I. Mendelejevi keemilisel teoorial. Selle teooria kohaselt koosneb lahustumisprotsess kolmest etapist:
1) lahustunud aine osakeste vaheliste sidemete mehaaniline hävitamine, näiteks soola kristallvõre hävitamine (see on füüsikaline nähtus);
2) haridus solvaadid (hüdraadid), st lahustunud aineosakeste ebastabiilsed ühendid lahusti molekulidega (see on keemiline nähtus);
3) solvateerunud (hüdraatunud) ioonide spontaanne difusiooniprotsess kogu lahusti mahus (see on füüsikaline protsess). Lahuses on mis tahes laetud osake (ioon või polaarne molekul) ümbritsetud lahenduskest , mis koosneb sobival viisil orienteeritud lahusti molekulidest. Kui lahustiks on vesi, siis termin niisutav kest , ja nähtust ennast nimetatakse hüdratsioon .
Lahuste moodustumise protsessiga kaasneb termiline efekt, mis võib olla nii endotermiline kui ka eksotermiline. Lahustumise esimene etapp toimub alati soojuse neeldumisega ja teine võib toimuda nii soojuse neeldumise kui ka eraldumisega. Seetõttu sõltub lahustumise summaarne termiline efekt solvaatide (hüdraatide) moodustumise termilisest efektist. Soluudi molekulide või ioonide kombineerimine lahusti molekulidega toimub peamiselt vesiniksideme või ainete polaarsete molekulide elektrostaatilise interaktsiooni tõttu. Solvaatide (hüdraatide) koostis varieerub sõltuvalt lahustunud aine temperatuurist ja kontsentratsioonist. Nende suurenemisega solvaadis (hüdraadis) sisalduvate lahusti molekulide arv väheneb. Seega asuvad lahused vahepealse positsiooni mehaaniliste segude ja keemiliste ühendite vahel.
Lahenduste teooria ei võimalda veel igal juhul ennustada lahenduste omadusi nende komponentide omaduste põhjal. Seda seletatakse lahusti molekulide ja lahustunud osakeste vaheliste interaktsioonide äärmiselt suure mitmekesisuse ja keerukusega. Lahenduste struktuur on reeglina palju keerulisem kui selle üksikute komponentide struktuur.
Agregatsiooni oleku järgi jagunevad kõik lahused kolme rühma: gaaside lahused gaasides või gaasisegudes; vedelad lahused; tahked lahused (metallisulamid). Järgnevalt võetakse arvesse ainult vedelaid lahuseid.
Eespool on näidatud, et puhta vee reaktsioon on neutraalne (pH = 7). Hapete ja aluste vesilahused on vastavalt happelised (pH< 7) и щелочную (рН >7) reaktsioon. Praktika aga näitab, et mitte ainult happed ja alused, vaid ka soolad võivad olla aluselise või happelise reaktsiooniga – selle põhjuseks on soolade hüdrolüüs. Soolade koostoimet veega, mille tulemuseks on happe (või happesoola) ja aluse (või aluselise soola) moodustumine, nimetatakse soola hüdrolüüsiks. Mõelge järgmiste põhitüüpide soolade hüdrolüüsile: 1. Tugeva aluse ja tugeva happe soolad (näiteks KBr, NaNO3) ei hüdrolüüsu vees lahustumisel ja soolalahus on neutraalse reaktsiooniga ....
On hästi teada, et mõned lahustunud või sulas olekus olevad ained juhivad elektrivoolu, teised aga ei juhi samadel tingimustel voolu. Seda saab jälgida lihtsa instrumendiga. See koosneb süsinikvarrastest (elektroodidest), mis on ühendatud juhtmetega elektrivõrku. Ahelas on kaasas elektripirn, mis näitab voolu olemasolu või puudumist vooluringis. Kui elektroodid on kastetud suhkrulahusesse, siis lamp ei sütti. Kuid see süttib eredalt, kui need langetatakse naatriumkloriidi lahusesse. Aineid, mis lagunevad lahustes või sulavad ioonideks ja juhivad seetõttu elektrit, nimetatakse elektrolüütideks. Aineid, mis samadel tingimustel ei lagune ioonideks ega juhi elektrivoolu, nimetatakse mitteelektrolüütideks. Elektrolüütide hulka kuuluvad happed, alused ja peaaegu kõik soolad, mitteelektrolüüdid - enamik orgaanilisi ühendeid, ...
Elektrolüütide vesilahuste omaduste selgitamiseks pakkus Rootsi teadlane S. Arrhenius 1887. aastal välja elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria. Hiljem töötasid selle välja paljud teadlased aatomite struktuuri ja keemilise sideme teooria põhjal. Selle teooria praeguse sisu saab taandada järgmisele kolmele väitele: 1. Vees lahustumisel elektrolüüdid lagunevad (dissotsieeruvad) positiivseteks ja negatiivseteks ioonideks. Ioonid on stabiilsemas elektroonilises olekus kui aatomid. Need võivad koosneda ühest aatomist - need on lihtsad ioonid (Na +, Mg2 +, Al3 + jne) - või mitmest aatomist - need on kompleksioonid (NO3-, SO2-4, ROZ-4 jne). 2. Elektrivoolu toimel omandavad ioonid suunatud liikumise: positiivselt laetud ioonid liiguvad katoodi, negatiivselt laetud ioonid anoodi poole. Seetõttu nimetatakse esimesi katioonideks, teisi anioonideks. Ioonide suunatud liikumine toimub nende külgetõmbe tulemusena vastupidiselt laetud elektroodide poolt. 3. Dissotsiatsioon on pöörduv protsess: paralleelselt molekulide ioonideks lagunemisega (dissotsiatsioon) toimub ioonide ühendamise protsess (assotsiatsioon). Seetõttu pannakse elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrandites võrdusmärgi asemel pöörduvuse märk. Näiteks,…
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni mehhanismi küsimus on oluline. Ioonse sidemega ained dissotsieeruvad kõige kergemini. Nagu teate, koosnevad need ained ioonidest. Lahustumisel orienteeruvad vee dipoolid positiivsete ja negatiivsete ioonide ümber. Vee ioonide ja dipoolide vahel tekivad vastastikused tõmbejõud. Selle tulemusena nõrgeneb side ioonide vahel ja toimub ioonide üleminek kristallist lahusesse. Kell…
Kasutades elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooriat, antakse definitsioonid ning kirjeldatakse hapete, aluste ja soolade omadusi. Elektrolüüte nimetatakse hapeteks, mille dissotsiatsiooni käigus tekivad katioonidena ainult vesinikkatioonid H3PO4 H+ + H2PO-4 (esimene aste) H2PO-4 H+ + HPO2-4 (teine aste) HPO2-4 H+ PO3-4 (kolmas etapp) Mitmealuselise happe dissotsiatsioon kulgeb peamiselt läbi esimese etapi, vähemal määral läbi teise ja vaid vähesel määral läbi kolmanda. Seetõttu on näiteks fosforhappe vesilahuses koos H3PO4 molekulidega ioone (järgi kahanevas koguses) H2PO2-4, HPO2-4 ja PO3-4. Aluseid nimetatakse elektrolüütideks, mille dissotsiatsiooni käigus tekivad anioonidena ainult hüdroksiidioonid. Näiteks: KOH K+ + OH—;…
Kuna elektrolüütiline dissotsiatsioon on pöörduv protsess, sisaldavad elektrolüütide lahused koos nende ioonidega molekule. Seetõttu iseloomustab elektrolüütide lahuseid dissotsiatsiooniaste (tähistatakse kreeka tähega alfa α). Dissotsiatsiooniaste on ioonideks lagunenud molekulide arvu N suhe lahustunud molekulide koguarvusse N: Elektrolüüdi dissotsiatsiooniaste määratakse empiiriliselt ja seda väljendatakse ühiku murdosades või protsentides. Kui α = 0, siis dissotsiatsiooni ei toimu ja kui α = 1 või 100%, siis elektrolüüt laguneb täielikult ioonideks. Kui α = 20%, tähendab see, et 100 selle elektrolüüdi molekulist lagunes 20 ioonideks. Erinevatel elektrolüütidel on erinev dissotsiatsiooniaste. Kogemused näitavad, et see sõltub elektrolüüdi kontsentratsioonist ja temperatuurist. Elektrolüütide kontsentratsiooni vähenemisega ...
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria kohaselt on kõik elektrolüütide vesilahustes toimuvad reaktsioonid ioonidevahelised reaktsioonid. Neid nimetatakse ioonreaktsioonideks ja nende reaktsioonide võrrandeid nimetatakse ioonvõrranditeks. Need on lihtsamad kui molekulaarsel kujul kirjutatud reaktsioonivõrrandid ja on üldisemad. Ioonreaktsiooni võrrandite koostamisel tuleks juhinduda sellest, et halvasti dissotsieerunud, vähelahustuvad (sadenevad) ja gaasilised ained kirjutatakse molekulaarselt. Märk ↓, mis tähistab aine valemit, tähendab, et see aine väljub reaktsioonisfäärist sademe kujul, märk näitab, et aine eemaldatakse reaktsioonisfäärist gaasi kujul. Tugevad elektrolüüdid, mis on täielikult dissotsieerunud, registreeritakse ioonidena. Võrrandi vasakul poolel olevate elektrilaengute summa peab olema võrdne paremal pool olevate elektrilaengute summaga. Nende sätete konsolideerimiseks vaadake kahte näidet. Näide 1. Kirjutage reaktsioonivõrrandid raud(III)kloriidi ja naatriumhüdroksiidi molekulaarses ja ioonilises vormis lahuste vahel. Jagame ülesande lahenduse neljaks etapiks. üks….
KH2O = 1,10-4 Seda vee konstanti nimetatakse vee ioonseks produktiks, mis sõltub ainult temperatuurist. Vee dissotsiatsioonil tekib iga H+ iooni kohta üks OH– ioon, seetõttu on puhtas vees nende ioonide kontsentratsioonid ühesugused: [H+] = [OH–]. Kasutades vee ioonsaaduse väärtust, leiame: \u003d [OH -] \u003d mol / l. Need on H+ ja OH- ioonide kontsentratsioonid…
Elektrilise neutraalsuse seadus
Molekulide dissotsiatsiooni käigus määratakse positiivsete ja negatiivsete ioonide arv stöhhiomeetriliste indeksite järgi molekuli valemis. Elektrolüüdid, milles ioonidel on sama katiooni ja aniooni laeng, näiteks 1-1-elektrolüüt KCl või 2-2-elektrolüüt, lagunevad kaheks iooniks - neid nimetatakse sümmeetrilisteks või sümmeetrilisteks. Elektrolüüte, milles ioonidel on katiooni ja aniooni ebavõrdne laeng, näiteks 1-2-elektrolüüt või 3-1-elektrolüüt, nimetatakse asümmeetriline. Mis tahes tüüpi elektrolüüdi puhul elementaarmahus on anioonide ja katioonide laengute summa alati sama (elektri neutraalsuse seadus):
Kus on osakeste arv lahuses.
Dissotsiatsiooniaste, isotooniline koefitsient
Kvantitatiivselt iseloomustatakse dissotsiatsiooni dissotsiatsiooni aste
Väärtus võib varieeruda nullist (dissotsiatsioon puudub) ühikuni (lahuses on ainult ioone). Kell tugev elektrolüüdid, kl nõrk- kell mitteelektrolüüdid
Isotooniline van't Hoffi koefitsient i iseloomustab, mitu korda on osakeste koguarv lahuses dissotsiatsiooni tulemusena muutunud:
kus lugeja on ainete koguarv lahuses: lagunenud ioonideks ja jäänud dissotsieerumata ning nimetaja on lahusesse viidud molekulide arv.
Tugevate elektrolüütide puhul peaks isotooniline koefitsient teoreetiliselt võrduma ioonide arvuga, milleks molekul dissotsiatsiooni käigus laguneb: juures (näiteks ja v=2, ja jaoks v=3, jaoks v=4 jne). Tavaliselt aga eksperimentaalsed väärtused i<v. Selle põhjuseks on ioonide elektrostaatiline interaktsioon, mille väärtust iseloomustab osmootne koefitsient
g I(g<1): i=v g. Mitteelektrolüütide jaoks i=1.
Ostwaldi lahjendamise seadus
Dissotsiatsiooni aste sõltub nõrga elektrolüüdi kontsentratsioonist
lahendus.
Võtame näitena järgmise reaktsiooni:
Kui äädikhappe algkontsentratsioon oli võrdne c-ga, siis dissotsiatsiooni tulemusena tekkinud ioonide kontsentratsioon
,
ja dissotsieerumata äädikhappe kontsentratsioon 
Seejärel, võttes arvesse võrrandit (32.2):
(32.3)
ja kui siis,
Avaldis (32.3) kutsutakse Ostwaldi lahjendusseadus. Nagu sellest võrrandist näha, suureneb lahjendamisel dissotsiatsiooniaste, jõudes lõpmatute lahjenduste piirkonnas ühtsuse lähedase väärtuseni, st ioonide molekuliks assotsieerumise tõenäosus väheneb, kuna ioonide aste väheneb. nende kokkupõrke tõenäosus.
Hüdrolüüsi konstant
Kui lahusti dissotsieerub ioonideks, põhjustab nende interaktsioon lahustunud aine ioonidega uute ioonide tasakaalude tekkimise. Vahetusreaktsioone lahustunud aine ja lahusti vahel nimetatakse solvolüüs(vesilahuste jaoks - hüdrolüüsi teel).
Kõik nõrkade elektrolüütide osalusel moodustunud ained läbivad hüdrolüüsi. Näiteks nõrga happe ja tugeva aluse soola hüdrolüüsil tekib tasakaal:
(leeliseline reaktsioon)
(happe reaktsioon)
Nõrkade hapete ja nõrkade alustega moodustunud soolad on hüdrolüüsile kõige vastuvõtlikumad.
Hüdrolüüsireaktsiooni tasakaalu saab kvantifitseerida hüdrolüüsikonstandi abil. Näiteks naatriumatsetaadi hüdrolüüsi tasakaalukonstant on:
Sest siis ja 
Seda produkti nimetatakse hüdrolüüsikonstandiks. Korrutades murdosa lugeja ja nimetaja vesinikioonide aktiivsusega ja permuteerides saame
Nagu ülaltoodud avaldisest järeldub, on hüdrolüüsikonstant pöördvõrdeline soola moodustumisel osaleva nõrga elektrolüüdi dissotsiatsioonikonstandiga (kui soola moodustumisel osalevad kaks nõrka elektrolüüti, siis on see pöördvõrdeline nende dissotsiatsioonikonstandid).
Hüdrolüüsiaste on sarnase dissotsiatsiooniastme väärtus.
Võrrand, mis seob hüdrolüüsikonstandi hüdrolüüsiastmega, on kujult sarnane võrrandiga (32.3):
kus h- lahusesse sisestatud osakeste arv.
Temperatuuri tõusuga suureneb vee dissotsiatsiooniaste oluliselt, samas kui enamikus teistes elektrolüütides muutub see veidi. Selle tulemusena suureneb vesilahuste hüdrolüüsi aste temperatuuri tõustes.
puhverlahused
Looduses ja praktikas kulgevad paljud reaktsioonid teatud pH väärtusel, mis peaks olema konstantne ega sõltu lahjendusest, lahuse koostise muutustest, happe või leelise lisamisest jne. Need omadused on puhverlahused mis sisaldab nõrka hapet ja selle happe ja tugeva aluse (nt atsetaatpuhver) moodustatud soola või nõrka alust ja tugeva happe ja selle aluse (näiteks ammoniaagipuhver) moodustatud soola 
). Nendel lahustel on teatud omadused, mida illustreerime atsetaatpuhvri näitega.
Täielikult dissotsieerunud naatriumatsetaadi (tugeva elektrolüüdi) olemasolu suurendab CHCOO ioonide kontsentratsiooni nii palju, et Le Chatelier' põhimõtte kohaselt on äädikhappe dissotsiatsioon täielikult maha surutud:
Selle tulemusena võime eeldada, et anioonide aktiivsus puhverlahuses on võrdne soolaanioonide aktiivsusega 
, ja happe aktiivsus on võrdne selle kontsentratsiooniga. Asendades need suurused dissotsiatsioonikonstandi avaldisesse, võttes logaritmid ja sisestades tähistuse, saame järgmised valemid:
Need valemid näitavad, et puhverlahuse pH sõltub happe dissotsiatsioonikonstandist ning soola ja happe analüütiliste kontsentratsioonide suhtest. Puhverlahuse lahjendamisel see suhe ei muutu ja pH kerge tõus on tingitud soola aktiivsuskoefitsiendi muutumisest. Suhteliselt nõrgalt mõjub pH muutusele ka tugeva happe lisamine. Kui puhverlahusele lisatakse tugevat hapet, tekib reaktsioon dissotsieerumata äädikhappe moodustumisega:
Ja kui lisatakse tugev alus, toimub neutraliseerimisreaktsioon:
Ioonid esimesel juhul ja ioonid teisel juhul seostuvad kergelt dissotsieerunud molekulideks ( ja ), mille tulemusena lahuse pH praktiliselt ei muutu.
Puhverlahuste võimet seista vastu pH muutustele kvantifitseeritakse kogusega, mida nimetatakse puhvermaht. Puhvermaht on happe või leelise kogus, mis tuleb lahusele lisada, et muuta selle pH ühe võrra.
Kandke numbreid
Iga ioonitüüp kannab teatud kogust elektrit, mis sõltub ioonide laengust ja kontsentratsioonist, samuti nende liikumise kiirusest elektriväljas. Liigi ioonide poolt ülekantud elektrienergia hulga suhet kõigi lahuses olevate ioonide poolt ülekantava elektri koguhulgasse nimetatakse arvuks ioonide transport:
Selle määratluse kohaselt on igat tüüpi ioonide ülekandearvude summa lahuses võrdne ühega.
Sümmeetrilise elektrolüüdi jaoks KA, dissotsieerudes kahte tüüpi ioonideks ja , on katioonide ja anioonide poolt ülekantava elektri kogus vastavalt:
Ioonide hüdratatsiooniastet, nende absoluutkiiruse suurust ja ülekandearvu mõjutavad lahuse kontsentratsioon ja temperatuur. Enamiku elektrolüütide kontsentratsiooni suurenemisel ligikaudu 0,1 mol/l-ni muutuvad ioonide transpordiarvud ebaoluliselt; kõrgemate kontsentratsioonide piirkonnas on see muutus märgatavam. Temperatuuri tõustes vähenevad nõrgalt hüdreeritud ioonide hüdratatsioonikestade mõõtmed vähem järsult kui tugevalt hüdreeritud ioonide mõõtmed (ja mõnikord isegi suurenevad). Selle tulemusena lähenevad katioonide ja anioonide absoluutsed liikuvuse väärtused üksteisele ja nende ülekandearvud kipuvad olema 0,5.
Dielektriline konstant - väärtus, mis näitab, mitu korda on kahe laengu vastastikmõju uuritavas keskkonnas väiksem kui vaakumis.
Iooni laeng z on ripatsites väljendatud iooni laengu ja elektroni C laengu suhe; iooni laeng ripatsites on vastavalt võrdne ez korrutisega.
Lisaks räägime kõikidel juhtudel, kui see pole konkreetselt ette nähtud, lihtsustamise eesmärgil elektrolüütide aktiivsuskoefitsiendist ja aktiivsusest, mõistes, et jutt käib keskmisest aktiivsuskoefitsiendist ja keskmisest aktiivsusest. Järgnevalt on tähelepanuta jäetud ka erinevus kolme aktiivsuse väljendamise viisi (aktiivsuskoefitsient) vahel, mis on lahjendatud lahuste puhul üsna vastuvõetav.
Kasutatakse ka definitsiooni – ioonse atmosfääri raadius (paksus), Debye raadius.
Elektrijuhtivuse ühiku tähistus Siemens, nagu ka kõik teised pärisnimedest tuletatud ühikud, kirjutatakse suure algustähega (Sm). Seda tähist ei tohiks segi ajada pikkuse ühiku tähisega - sentimeeter (cm).
Lahuste füüsikaline ja keemiline teooria.
Lahendused on keerulised süsteemid, milles toimuvad erinevat tüüpi osakeste vastasmõjud (van der Waals, elektrostaatiline jne).
Lahustumise ja lahenduste olemuse kohta on kaks seisukohta. Füüsikalise vaatenurga järgi on lahustumine puhtfüüsiline protsess (kristallvõre hävimine tahkete ainete lahustumisel). Lahuseid käsitletakse mitmete ainete molekulaarsete segudena, mis keemiliselt ei interakteeru. Vastupidiseid ideid arendas D. I. Mendelejev, kes pidas lahustumist keemiliseks protsessiks ja pidas lahuseid lahuse komponentide haprateks ühenditeks, mis olid osalise dissotsiatsiooni seisundis ja erinesid tavalistest ühenditest muutuva koostise poolest.
Praegu kasutatakse mõlema teooria esitusi ning füüsikalise või keemilise komponendi domineeriva rolli lahustumisprotsessis määravad lahusti ja lahustunud aine (süsteemi) omadused.
Lahenduste füüsikaline teooria(Vant - Hoff, Arrhenius - väljatöötamisele kaasa aidanud teadlased) pidasid lahustit inertseks keskkonnaks ja võrdsustasid lahused lihtsate mehaaniliste segudega.
Teooria miinused: a) ei selgitanud lahusti energiamõju; b) ei selgitanud mahu muutust lahustumisprotsessi ajal; c) ei selgitanud värvimuutust lahustumise ajal
Lahuste keemiline teooria(DI Mendelejev) Lahuseid peeti keemilisteks ühenditeks. Lahustes aga puudub aine ja lahusti vahel range seos, s.t. lahendused ei allu koostise püsivuse seadusele. Lisaks võib lahuste omadustes leida palju selle üksikute komponentide omadusi, mida keemilise ühendi puhul ei täheldata.
Lahuste füüsikalis-keemiline teooria(Kablukov) Sellest vaatenurgast on lahused mehaaniliste segude ja keemiliste ühendite vahepealsel positsioonil.
Lahustumisprotsess on tihedalt seotud difusiooniga, lahusti mõjul väljuvad molekulid või ioonid järk-järgult tahke aine pinnalt ja hajuvad difusioonilahuses kogu lahusti mahus. Seejärel eemaldatakse pinnalt uus molekulide kiht jne. Lahuses läbinud ioonid jäävad seotuks veemolekulidega ja moodustavad ioonhüdraate. Üldjuhul mis tahes lahusti puhul nimetatakse neid ühendeid ioonsolvaadid. Samal ajal toimub molekulide lahusest eraldamise vastupidine protsess. Pöördprotsess on seda suurem, mida suurem on lahuse kontsentratsioon dünaamilises tasakaalus, kui palju molekule lahustub, sama palju eraldub lahusest.
5. Soolalahuste hüdrolüüs. Hüdrolüüsi aste ja seda mõjutavad tegurid. Tüüpilised hüdrolüüsi juhtumid (näidake koos näidetega).
Soolaioonide koostoimet veega, mis põhjustab nõrga elektrolüüdi moodustumist, nimetatakse soola hüdrolüüsiks. Hüdrolüüsi on mitut tüüpi:
Tugeva aluse ja nõrga happe sool.(CH 3 COONa, NaCO 3, KCN, Na 2 S)
Vesilahuses dissotsieerub sool esmalt katioonideks ja anioonideks.
dissotsiatsioon:
Nõrga happe anioon interakteerub veega, luues leeliselise keskkonna (aniooni hüdrolüüs):
hüdrolüüs:
Hüdrolüüsi võrrandi dissotsiatsioonikonstant:
sest \u003d const, siis K D \u003d K G (hüdrolüüsi konstant)
sest Nelik = , siis = Nelik/
Need. mida nõrgem on hape, seda madalam on selle Kd, seda rohkem sool hüdrolüüsitakse.
Mitmealuseliste hapete soolade hüdrolüüs toimub järk-järgult:
1 samm:
2 samm:
Tavalise kontsentratsiooniga lahustes toimub selle soola hüdrolüüs alles esimeses etapis happesoola moodustumisega. Väga lahjendatud lahustes toimub hüdrolüüs osaliselt kahes etapis vaba süsihappe moodustumisega. Hüdrolüüs 2. etapis ei ole märkimisväärne, sest kõrge OH-ioonide kontsentratsioon.
Nõrga aluse ja tugeva happe sool (nh4no3, ZnCl2, Al2(so4)3)
dissotsiatsioon:
Nõrk aluseline katioon interakteerub veega, luues happelise keskkonna:
hüdrolüüs:
Molekulaarse hüdrolüüsi võrrand:
Mida nõrgem alus, seda rohkem sool hüdrolüüsib.
Polühappealuste soolad hüdrolüüsivad järk-järgult:
1 samm:
2 samm:
Tavalistes tingimustes toimub selle soola hüdrolüüs ainult esimeses etapis.
Nõrga happe ja nõrga aluse sool (CH 3 COONH 4 , Al 2 S 3 , (NH 4 ) 2 CO 3 )
Sel juhul hüdrolüüsitakse nii soola katioon kui ka anioon (hüdrolüüs katiooni ja aniooniga)
Dissotsiatsioon:
Hüdrolüüs:
Hüdrolüüsikeskkonna määrab soolaioon, mille hüdrolüüsiaste on kõrgem (happeline, aluseline, neutraalne)
Tugeva aluse ja tugeva happe soolad (NaOH, CaCl 2 , NaNO 3 )
Need soolad ei hüdrolüüsu vees lahustumisel, nende lahused on neutraalsed.
Täielik (kombineeritud) hüdrolüüs
See toimub 2 erinevate soolade lahuse tühjendamisega ja üks sooladest hüdrolüüsitakse katiooni ja teine aniooni toimel, moodustades nii nõrga happe ja nõrga aluse.
Hüdrolüüsi aste
Under hüdrolüüsi aste"Hüdrolüüsitava soola osa ja selle ioonide kogukontsentratsiooni suhe lahuses".
Mida kõrgem on soola hüdrolüüsi aste, seda nõrgem on seda moodustav hape või alus.
h on seotud K G-ga võrrandiga, mis sarnaneb Ostwaldi lahjendusseadusega
Kõige sagedamini on soola hüdrolüüsitud osa väga väike ja hüdrolüüsiproduktide kontsentratsioon ei ole märkimisväärne, siis h<1, а 1-h≈1
need. kui soolalahust lahjendatakse, suureneb selle hüdrolüüsi aste.
Lisaks lahuse lahjendamisele saab hüdrolüüsi tõhustada lahuse kuumutamisega, samuti spetsiaalsete reaktiivide lisamisega.