ЭЛЕКТРОЛИТІК ДИССОЦИАЦИЯ ТЕОРИЯСЫ

Жұмыс түрі: Материал
Тегін: Антиплагиат
Көлемі: 34 бет
Таңдаулыға:

ЭЛЕКТРОЛИТІК ДИССОЦИАЦИЯ ТЕОРИЯСЫ

§1 Электролиттік диссоциация теориясының негізгі қағидалары Электролиттер

Электролит деп ерітінділері не балқындылары электр тогын өткізетін заттарды айтамыз.
Ерітіндіде электр тогын тасымалдаушы бөлшектер - иондар, олай болса, зат молекулаларының полюсті еріткіштер және жоғары температура әсерінен иондарға ыдырауы диссоциация деп аталады.
1887 жылы швеция ғалымы С. Аррениус электролитік диссоцияция теориясын ұсынды, оның қағидалары төмендегідей:
1) негіз, қышқыл, тұзды суға еріткенде молекулалары оң және теріс зарядты иондарға ыдырайды;
2) электр өрісі әсерінен оң зарядты бөлшектер катодқа, ал теріс зарядты иондар анодқа тартылады (катион, анион);
3) барлық заттардың иондарға ыдырау дәрежесі бірдей емес, оның сан шамасы ерітуге алынған заттың табиғатына байланысты.
Электролит ерітінділерінің электр тогін өткізетіні және олардың ерітіндісінде зарядталған бөлшектер болу керек деген болжам XIX ғасырдың басынан бар. Бірақ, С. Аррениусқа дейінгі ғалымдар (Гроттус, Фарадей т.т) зат иондарға электр тогі әсерінен ыдырайды деп келді.
Аррениус теориясы бойынша зат молекуласы полюсті еріткіш молекуласы әсерінен иондарға ыдырайды. Бұл ғалым ерітінділердің физикалық теориясын жақтаушы еді, сондықтан заттардың иондарға ыдырау себебі анықталмады. Осыны түсіндіру үшін Д.И. Менделеев жасаған ерітінділердің химиялық теориясымен ұластыру керек болды, бұл жұмысты Каблуков И.А. орындап шықты.
Иондану - еріген заттың еріткіш молекулаларымен әсерлесу нәтижесінде болатын үдеріс, еріткіш молекулаларымен әсерлесіп, сольваттар түрінде жүреді.
Ионды және полюсті ковалентті байланысты қосылыстар тек суда ғана емес, сонымен қатар диэлектриктік тұрақтысы жоғары HCN (∑= 107), HCOOH (∑= 57), R-OH (∑ = 20-35) және т.с.с еріткіштерде диссоциацияланады.
Еріген заттарды диссоциялайтын еріткіштерді иондаушы еріткіштер деп атайды.
Ионды байланысты қосылыстар диссоциациясының механизмі

Катиондар гидратациясы донорлы-акцепторлы байланыс бойынша жүреді. Донор - су молекуласындағы оттегі, ал акцептор - катион; анион гидратациясының механизмін сутектік байланыс арқылы түсіндіруге болады.
Катиондарды қоршайтын су молекуласының саны (координациялық сан) көпшілік жағдайда ион зарядына екі еселі болады Al3+, Cr3+, Fe3+ - к.с. = 6, ал Be2+, Zn2+ иондары үшін к.с. = 4, ал хлор анионы (Cl-) үшін к.с. = 4.

Мысал ретінде BeCl2 диссоциациясын қарастырайық:

Сонда берилий ионында төрт кванттық ұяшық бос тұрса, хлор ионындағы жұп электрондар және су құрамындағы оттек атомының байланысқа жұмсалмаған жұп электрондары болғандықтан олардың координациялық сандары төртке тең болады: кешенді иондар түзіледі. Көпшілік жағдайда кешенді (акво кешенді) қосылыстар кристалогидраттар береді.

Полюсті байланысты молекулалар су молекуласы әсерінен ориентациялық поляризацияға ұшырап, ионға ыдырайды сурет 8.1 ал, полюссіз байланысты молекулалар иондарға ыдырамайды.

8.1 - сурет Тұз қышқылы құрамындағы иондардың гидратациялануы

Ионды қоршаушы су молекулаларының саны (координациялық сан) ион радиусы мен зарядына тәуелді болады.
Практикада заттардың диссоциациялану теңдеуін жазғанда иондар гидратациясын есепке алмай (жазуға, есте ұстауға оңай болуы үшін) төмендегідей етіп келтіреді.

Қышқылдар үшін: HxR -- хH+ + Rx-

Негіздер үшін:

Екідайлы негіздер үшін:

Қышқылдар мен негіздердің қазіргі кезде бірнеше теориясы бар;
Ол мына ғалымдар есімдерімен байланысты: Шатенштейн, Льюис, Измайлов, Бренстед-Лоури, Усанович М.И.
Осы әлемге танымал теориялардың бірінің авторы М.И. Усанович Аль-Фараби атындағы Қазақтың мемлекеттік университетінің (Алматы) физхимия кафедрасының меңгерушісі болған академик. Усанович теориясы бойынша заттың негіздік не қышқылдық қасиеті тек сол заттың қасиетіне ғана байланысты емес, сонымен қатар ол затпен әсерлесетін зат қасиеттеріне де тәуелді болады деп қарастырады. Бұл тұжырым А.М.Бутлеровтың құрылыс теориясымен де үндеседі.
С.Аррениустің электролиттік диссоциация теориясы бойынша электролиттердің анықтамалары төмендегідей болады:
Қышқылдар - заттарды суда еріткенде молекулалары диссоциациялану кезінде сутек катиондары мен қышқыл қалдық аниондарына ыдырайтын заттар.
Негіздер - заттарды суда еріткенде молекулалары диссоциациялану барысында металл катиондарымен (NH4+ - аммоний ионына) гидроксил аниондарына ыдырайтын күрделі заттар.
Тұздар - заттарды суда еріткенде молекулалары диссоциациялану кезінде негіз және қышқыл қалдық иондарына ыдырайтын заттарды айтады.

§2 Қышқылдар мен негіздер теориялары

С. Аррениустың электролиттік диссоциация теориясы заттардың судағы ерітіндісіндегі күйін, иондарға ыдырауын қарастырады. Бұл теория қышқылдар мен негіздерге деген қазіргі заманғы көзқарастың негізі болды.
Қышқыл мен негіздің әрекеттесуі сулы ортада мына сұлбамен өтеді:
Қышқыл + негіз = тұз + су
НхR + Ме(ОН)х= МеR+хН2О

Н+ + ОН-= Н2О

Ал, сулы ортадан басқа ортада осыған ұқсатып, реакция сұлбасын былай жазамыз:
Қышқыл + негіз = тұз + еріткіш

Мысалы, аммоний хлориді мен калий амиді әрекеттесуі кезінде мына реакция жүреді:
NH4CI + KNH2 = KCI +2NH3
қышқыл негіз тұз еріткіш

Қышқылдардың сутектік концепциясын (бір-бірімен байланыссыз өмірге әкелген 1923 жылы Бренстед (Дания) және Лоури (Англия)) протондық теория бекіте түсті.
Бұл теория бойынша:реакцияларда қышқылдар протондарды беретін болса, ал протондарды қосатын заттарды негіздер деп атады. Қышқыл мен негіздің әрекеттесуін мына сұлбамен көрсетуге болады:

АН + В --АН ... ..В-- А- + НВ+

Реакция жүру үшін аралық сатыда қышқыл құрамындағы сутек пен негіздің арасында сутектік байланыс орнайды десек, негіз - электрон жұптарының доноры, ал қышқыл - электрон жұптарының акцепторы болып табылады (осы түсінікті А.И. Шатенштейн ұсынған еді)

Н2О + Н2О = (Н - О ... ..Н - О) = Н3О + + ОН- (1)
негіз қышқыл Н Н қышқыл негіз

Н3О + + ОН-= 2 Н2О (2)
қышқыл негіз екідайлы зат

Н2SO4 + H2O = H3O+ + HSO4- (3)
қышқыл (1) негіз (2) қышқыл (2) негіз (1)
NH4 ++ H2O = NH3 + H3O+ (4)
қышқыл (1) негіз (2) негіз (1) қышқыл (2)

(3,4) - реакциялар судың екідайлы қасиетін дәлелдейді.
NH3 + NH3 -- (H3N ---HNH2) -- NH4+ + NH2- (5)
негіз (1) қышқыл (1) қышқыл (2) негіз (2)
NH2 - + H2O --NH3 + O H- (6)
негіз (1) қышқыл (2) қышқыл (1) негіз (2)

NH4+ + NH2 - -- 2NH3 (7)
қышқыл негіз екідайлы зат

Келтірілген мысалдарда протон бір бөлшектен екіншісіне өтіп, бірі солваттанған оң зарядты ионға, екіншісі-теріс ионға айналады. Оң зарядты мына типтес иондарды H3O+,NH4 +лионий (гидроксоний) , ал OH- -NH2 - HSO4- осы типтесиондарды лиат-иондар деп атайды.
Бренстед-Лоури теориясы бойынша бөлшектердің қышқылдық-негіздік қасиеттері протонды қосу немесе беру қабілеттерін салыстыру арқылы анықталады. Бөлшек неғұрлым протонды оңай берсе, оның қышқылдық қасиеті басым болады, ал оны толықтырушы бөлшектің протонды қосу мүмкіндігі аз болады, мысалы НСІ, Н2SO4- күшті қышқылдар, олардан протон оңай бөлінеді, ал қышқыл қалдықтары СІ-,НSO42- протонды нашар қосады, сондықтан олар әлсіз негіздерге жатады.

H3O+ -Н2SO4 - NH4 + - H2O
Қышқылдық қасиет артады
H2O - Н2SO4- - NH3 - O H-
Негіздік қасиет артады
1923 жылы қышқылдар-негіздер теориясына Т.Н.Льюис өз үлесін қосты. Электрон доноры - негіздер қышқылдардан протонды қосса, электрон акцепторы - қышқылдар негіздерге протондарды береді.
Бренстед - Льюис теориясы бойынша негіздер туралы пікірі бір-біріне сәйкес келсе, Льюис теориясы бойынша қышқылдарға протонды қышқылдардан басқа электрон акцепторлар да жатады: ВF3, SO3, AlCl3, Ag+. Бұл бөлшектер бізге белгілі протонды қышқылдар сияқты индикаторлар түстерін өзгертеді. Бренстед теориясы бойынша қышқыл мен негіздерге электробейтарап бөлшектен басқа иондар да жатады. Мысалы, NH4+(қышқыл), Н2РО4- (қышқыл, негіз), НРО42- (қышқыл, негіз), РО43- (негіз).

F Н F Н
:

F В + :N Н F В N Н Н

F Н F Н
қышқыл негіз кешенді комплекс

Льюис теориясы қышқыл мен негіздің әрекеттесуін донорлы-акцепторлы әсерлесу арқылы кешенді қосылыстың түзілуіне әкеледі.
Бұл теорияның кемістіктеріне тоқталсақ:
1) протонды қышқылдар (НСІ, Н2SO4) қышқылдық-негіздік әрекеттесу негізінде электрон жұптарын қоспайтынын түсіндіре алмайды;
2) қышқыл мен негіздің күштерін өзара салыстыруға келмейді.

1939 жылы Қазақстандық ғалым М.И. Усанович қышқылдар мен негіздерге қатысты өзінің тоериясын ұсынды. Бұл теория осыған дейін белгілі теорияларды біріктірді.
Қышқылдар деп катиондарын беретін немесе анион мен электронды қосатын бөлшек, яғни негіздерді бейтараптап, тұз түзетін зат.
Негіздер анион мен электрондарды беретін, катиондармен қосылысып тұз түзетін зат деп қарастырады.
Бұл анықтама бойынша біз білетін тотығу-тотықсыздану реакциясы да осы қышқылдық-негіздік әрекеттесуге келіп саяды.
Заттардың қышқылдық-негіздік қасиетттерін анықтау үшін қосылыстағы орталық атомның координациялық қанығу дәрежесін және периодты жүйедегі орнына көңіл бөлу керектігін атап көрсетті.
1952 жылы Р. Малликен қышқылдар мен негіздердің квантты механикалық теориясын ұсынды, ол да Усанович теориясы сияқты жалпылай теория, бірақ күрделірек.
Аталған теориялардың әрқайсысы қышқылдар мен негіздерді әр қырынан сипаттап, бірін-бірі толықтырады.

§3 Диссоциация үдерісінің сандық сипаттамалары

Электролит суда еріп, иондар саны көбейген сайын олар ерітінді ішінде кездесіп, бір- бірін тартып, ассоциациялану үдерісі де жүре бастайды:
диссоциация -- ассоциация
Еріген молекулалардың қандай бөлігі диссоциацияланғанын көрсететін шама диссоциациялану дәрежесі болып табылады.
Диссоциациялану дәрежесі диссоциацияланған молекулалар санының жалпы суда еріген молекулалар санына қатынасымен анықталады:
саны
р
молекулала
еріген
саны
р
молекулала
яланған
диссоциаци

(0-1, 0- 100%) (8.1) Иондану дәрежесіне байланысты заттарды шартты түрде үш топқа бөледі:
а) - күшті электролиттер,
ә) 3 30 % - орташа күшті электролиттер
б) 3 % - әлсіз электролиттер
Диссоциациялану дәрежесінің мәні белгілі болса, ерітіндідегі иондар концентрациясын мына формуламен анықтауға болады.
CI = C ∙α∙ n (8.2)
Мұндағы, CI - ион концентрациясы,
C - зат концентрациясы,
α - диссоциялану дәрежесі,
n - ерітіндідегі ионның моль саны (зат мөлшері).
Диссоциациялану дәрежесінің мәніне сай электролиттерді осылай бөлу шартты түсінік, өйткені бұл шамаға мынадай факторлар әсер етеді:
1) еріткіш пен еріген зат табиғаты (байланыс табиғаты);
2)ерітінді концентрациясы С(СH3COOH) = 0,1 мольл, = 1,3%; С(СH3COOH) = 10-3 мольл, = 13,2%;
3) ерітіндіге қосылатын аттас ион концентрациясына тәуелді,
КtАn -- Кt+ + Аn-
МеАn -- Ме+ + Аn-
егер анионы аттас (бірдей) екінші затты бірінші зат ерітіндісіне қосса, тепе-теңдіктің оңнан солға ығысуына байланысты (Ле- Шателье принципі бойынша) заттың (НАn) диссоциациялану дәрежесі төмендейді,
4) температураға тәуелді:
а) КtАn -- Кt+ + Аn- + Q
∆S ›0 ∆H‹0 ∆G‹0
Егер диссоциация экзотермиялық болса, ол өздігінен жүреді.
Ал, диссоциация эндотермиялық болса:
ә) КtАn -- Кt+ + Аn- - Q
∆S ›0 ∆H›0 онда мына теңсіздік │∆H│ │T∆S │ орындалуы үшін жоғары температура иондану дәрежесін арттырады.
Заттардың иондану үдерісі, әсіресе әлсіз және орташа күшті электролиттер үшін, қайтымды болғандықтан оны диссоциациялану константасы арқылы сипаттауға болады.

(8.3)

H3PO4 -- H+ + H2PO-4 Kд = 7,1 ∙10-3
H2PO4- -- H+ + HPO42- Kд = 6,2 ∙10-8
HPO4-2 -- H+ + PO43- Kд = 5,2 ∙10-13
Kд1 Kд2 Kд3

Диссоциациялану константасы тек зат табиғаты мен температураға тәуелді, концентрацияға тәуелсіз шама. Оның сандық мәні неғұрлым үлкен болса, электролит соғұрлым күшті болады.
Заттың диссоциациялану константасы мен диссоциациялану дәрежесінің арасында байланыс бар. Бұл байланысты анықтау үшін КtАn затының диссоциациясын қарастырайық; КtАn затының концентрациясы С болса, ерітіндідегі иондар концентрациялары:
[Кt+] = [Аn-] = олай болса, диссоциацияға ұшырамай қалған КtАn затының концентрациясы [КtАn] = = . Енді осы мәндерді диссоциациялану константасының математикалық өрнегіне қойсақ:

Кд= (8.4)

Бұл формула Оствальдтың сұйылту заңының (1888ж) математикалық өрнегі деп аталады.
Әлсіз электролиттер үшін 1 болуына байланысты, бөлімін 1-ге тең десек,

KД ≈ C ∙ α2 , α= KдС (8.5)
формуладағы С - ерітіндінің молярлы концентрациясы:

С (Х) = , сонда: ; (8.6)

Бұл формула әлсіз электролиттер ерітіндісін сұйылтқанда (көлемі артқанда) диссоциациялану дәрежесінің артатынын көрсетеді.
Күшті электролиттер толық диссоциацияланады, олай болса, олар үшін болуы керек, бірақ тәжрибе жүзінде 1 болады. Бұл қайшылықты 1923 жылы Дебай-Хюккель теориясы түсіндірді. Күшті электролит ерітіндісінде иондар концентрациясы үлкен болады. Диэлектриктік тұрақтысы төмен еріткіш молекулаларымен сольваттанған иондар бір-бірімен электростатикалық күшпен әсерлесіп, иондық атмосфера түзіп, олардың еркін қозғалысына кедергі болады. Осыған байланысты тәжірибе жүзінде бөлшек санына байланысты анықталатын шамалар (Δр, Тқайнау, Тқату) мәндері электролит толық иондалды деп есептеген мәнінен төмен болады. Сондықтан байқалатын концентрацияны Льюис (1907) ұсынысы бойынша активті (белсенді) деп атады. Белсенділік пен нақты концентрация арасында мынадай байланыс бар:
а = f ∙C, (8.7)

мұндағы а - активтік, f - активтілік (белсенділік) көрсеткіші, С - нақты концентрация. Бұл формуладағы:
1) еріткіштің диэлектрлік тұрақтысы жоғары болса, ерітінді концентрациясы төмен болғанда иондық атмосфера түзілуі азайып, f--1, аС болады;
2)иондардың активтілік көрсеткіші ерітіндінің құрамы мен концентрациясына, ион заряды мен оның табиғатына тәуелді. Сұйылтылған ерітінділерде С= 0,5 мольл болғанда ионның активтілік көрсеткіші ион заряды мен ерітіндінің иондық күшіне тәуелді.

Ерітіндінің иондық күші ондағы әр ион зарядының квадраты мен моляльдығы концентрацияларының көбейтінділерінің қосындысының жартысына тең болады.
J = 12Cmi ∙ zi2 (8.8)

Сұйық ерітінділер үшін иондардың активтілік көрсеткішін шамамен мына формуланы пайдаланып есептеуге болады.

Igf = - 0,5z2J (8.9)

Мұндағы, J - иондық күш, Сmi - моляльдық концентрациясы, zi - ионның заряды.
Ерітінділердің иондық күшін анықтау дәлдігі жоғары химиялық және биохимиялық зерттеулер үшін өте қажет.
Кешенді қосылыс диссоциациясына тоқталсақ, ондай қосылыстарды (катионды, анионды) суда еріткенде диссоциация екі сатымен жүреді. Бірінші сатысында сыртқы сфера ішкі сферадан бөлінеді. Cебебі олардың арасында иондық байланыс. Ал, ішкі сферадағы бөлшектердің бір-бірінен ыдырауы қайтымды үдеріс байланыс-ковалентті донорлы-акцепторлы механизммен түзілген. Осы сатысының жүруін сипаттайтын тұрақты шаманы қосылыстардың тұрақсыздық константасы деп атайды. Бұл шаманың сандық мәні неғұрлым үлкен болса, кешенді қосылыс тұрақсыз, ал кіші мәнді болса - тұрақты, берік қосылыс болады.

[Cu(NH3)4]SO4-- [Cu(NH3)4]2+ + SO4-2
[Cu(NH3)4]2[+]--Cu2[+] + 4NH3
Kтұрақсыздық= Cu+2NH34CuNH342+
Kтұрақсыздық= [Cu(NH3)4]+2 = 2,1 ∙ 10-13
K2[Cu(CN)4] -- 2K+ + [Cu(CN)4]-2
[Cu(CN)4]-2-- Cu2[+] + 4CN-
KтұрақсыздықCuNH342+= Cu2+NH34CuNH342+
Kтұрақсыздық= [Cu(CN)4]2- = 5 ∙ 10-28

Олай болса, келтірілген мысалда екінші қосылыс біріншісіне қарағанда берік болып саналады, себебі .
Күшті электролиттерге суда жақсы еритін тұздар жатады. Ал, қышқылдар мен негіздердің күшті не әлсіз болуы молекуладағы байланыс полюстілігі мен беріктілігіне тәуелді, енді соны қарастырайық.

§4 Оттексіз қышқылдардың және гидроксидтердің қышқылдық-негіздік диссоциациялануы

Оттексіз қышқылдардардың жалпы формуласы - HхR (R - Г, S, Se, Te)
Қышқылдардың күштерін салыстыра болжау үшін мынаны білген жөн.
Бейметалдардың сутекті қосылыстарының судағы ерітінділерінің қышқылдың қасиеттері период бойынша қышқыл түзуші элементтердің электртерістіліктері арту бағытына қарай артады:

NH3 H2O HF AsH3 H2Se HBr

PH3 H2S HCI SbH3 H2Te HJ

Байланысқа түспек электрондар бейметалл атомына қарай көбірек ығысуына байланысты сутек иондары қозғалғыш күйге енеді де, ионға оңайырақ ыдырайды.
Ал, топ бойынша элементтердің электртерістіліктерінің кему бағытына қарай қышқылдық қасиет артады.

HF - HCI - HBr - HJ

Оның себебі галогенид иондарының радиустары артады да, сутек ионымен байланыс күші азаяды. Осы заңдылық VI- топшасының элементтері үшін де орындалады.
Ал, элемент оксидтерінің гидраттарды негіздерше және қышқылдарша да диссоциацияланады.

Кесте 8.1. Негізгі топша элементтерінің гидроксидтері
топ

қасиет
I
II
III
IV
V
VI
VII

артады

қасиет

қышқылдық
Негіздік қасиеттері артады
LiOH
Be(OH)2
H3BO3
H2CO3
HNO3
- -
- -

NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
H4SiO4
H3PO4
H2SO4
HClO4

KOH
Ca(OH)2
Ga(OH)3
H4GeO4
H3AsO4
H2SeO4
- -

RbOH
Sr(OH)2
In(OH)3
Sn(OH)4
H7SbO6
H6TeO6
H5JO6

Гидроксидтің негіздік-қышқылдық қасиеті оның суда еру кезінде ерітіндіге бөліп шығаратын ионының табиғатына байланысты.

Гидроксид диссоциацияланған кезде оның ерітіндіге бөліп шығаратын иондарының табиғаты мына жағдайларға байланысты:
а) молекуладағы байланыс полюстілігіне (Э - орталық ион) ол - гидроксид түзуші элемент табиғатына;
ә) орталық ионның зарядына;
б) орталық ион радиусына.
Гидроксидтің диссоциациялануын оны түзуші элементтің табиғатына тәуелділігін қарастырсақ:
а) егер Э - типтік металл болса, онда Э - О арасында байланыс өте полюсті болады, және ол О - Н арасындағы байланыс полюстілігінен жоғары болуына байланысты қосылыс негіздерше диссоциацияланады, яғни ерітіндіге гидроксид иондары бөлінеді;
ә) егер Э - бейметалл болса, онда Э - О арасындағы байланыс полюстілігі
О - Н арасындағы байланыс полюстілігінен кем болады да, зат қышқылдарша иондарға ыдырайды;
в) егер Э-дің қасиеті металл мен бейметалл аралығында болса, онда Э - О және О - Н полюстілігі шамалас болуына байланысты жағдайға байланысты екі жақты (екідайлы) қасиет көрсетеді, олай болса ерітіндіге гидроксид иондары да сутек иондары да бөлінуі мүмкін.
1.Период бойынша солдан оңға қарай атом (ион) радиустары кемиді, бейметалдық қасиет артады, олай болса, осы бағытта гидроксидтердің қышқылдың қасиеті артады.
2.Топ бойынша жоғарыдан төмен қарай атом (ион) радиустары артады, осы бағытта металдық қасиет артады, олай болса, осы бағытта гидроксидтерінің негіздік қасиеті артады.
Оттекті қышқылдардың жалпы формуласын ЭОm(ОН)n десек, қышқылдық қасиет n-нің мәніне қарағанда m-нің мәніне көбірек тәуелді.
Э(ОН)n - әлсіз рК = 7-10; ЭО(ОН)n - орташа (рК= 1,5-4);
ЭО2(ОН)n - күшті рК= 0-1,4; ЭО3(ОН)n - өте күшті.
m - нің мәні артқан сайын электрон бұлттарының тығыздығы оттекке қарай көбірек ығысады да Н-О арасындағы байланыс әлсіреп, қышқылдық күші артады.

НОСl

(HOClO) HClO2

(HOClO2),HClO3

(HOClO3),HClO4

α1α2 α3α4
Олай болса, қышқылдық қасиет мына қатар бойынша артады:
НОСl- HClO2- HClO3- HClO4, яғни:
3.Гидроксид түзуші элемент атомының қосылыстағы тотығу дәрежесі неғұрлым жоғары болса, оның қышқылдық қасиеті соғұрлым басым болады екен.

Гидроксид түзуші орталық ион (Э) заряды ұлғайып, радиусы кішірейген сайын гидроксидтің негіздік жолмен диссоциациялану мүмкіншілігі азайып, қышқылдық жолмен ионға ыдырау мүмкіншілігі артады.

Мына қатарда қышқылдық қасиет артады:
H4SiO4 - H3PO4 - H2SO4 - HClO4

4. Сөйтіп, оттекті бір типтес (құрамы ұқсас) қышқылдардың осы қасиеттері қышқыл түзуші элементтің электртерістіліктерінің арту бағытына қарай артады, кему бағытына қарай кемиді:
HJO - HBrO - HCIO
HJO3 - HBO3 - HCIO3
H5JO4 (HJO4) - HBrO4 - HCIO4
(H3SbO4,) H3AsO4 , H3PO4, HNO3

Енді берилий мен астатты қосатын шартты сызық астындағы негізгі топша элементтері, олар негізінен, металдар оксидтерінің гидраттарының гидроксид түзуші элемент атомының радиусы кему бағытында қышқылдық қасиетінің, ал арту бағытында негіздік қасиетінің артатынын байқауға болады. Оның себебін топ және период бойынша металдық және бейметалдық қасиеттің өзгеру заңдылықтары бойынша түсіндіруге болады.
Мысалы, V-период бойынша : Jn(OH)3 H2SnO3 H3SbO3
V- А топшасы бойынша : Bi(OH)3 H3SbO3 H3AsO3

Ал, гидроксид түзуші элементтің тотығу дәрежесі әртүрлі болатын гидроксидтерінің диссоциялану табиғаты жоғарыда көрсетілген (3) заңдылыққа бағынады.
Мысалы Bi+3(OH)3 HBi+5O3

TIOH TI(OH)3
Қосымша топша элементтерінің гидроксидтерінің қышқылдық-негіздік қасиеттері олардың тотығу дәрежелерінің мәндеріне байланысты:төменгі тотығу дәрежелеріне сәйкес гидроксидтері - негіз, жоғары тотығу дәрежелеріне сәйкестері - қышқыл, ал аралық тотығу дәрежелеріне сәйкестері әрі қышқыл әрі негіз болатын екідайлы гидроксидтерге жатады.

Мысалы, титанның валенттілік электондарының формуласы 4s23d2, оның қосылыстарда көрсетер валенттіліктері II, III, IV, сонда оксидтері:

ТіО Ті2О3 ТіО2
Негіздік оксид екідайлы оксид қышқылдық оксид

Оксидтерінің гидраттары:
Ті(ОН)2 Ті(ОН)3 Н2ТіО3
НТіО2
Н3ТіО3

Ескерту! Барлық мысалдардағы бағдарша бағыты қышқылдық қасиетінің артуына сай келеді

§5 Тұздар диссоциациясы

Тұздар орта, қышқыл және негіздік тұз деп бөлінетінін білеміз, енді қышқыл және негіздік тұз диссоциациясын қарастырайық.
Бұл тұздарда алдымен иондық байланыстар, одан кейін полюсті ковалентті байланыстар ыдырайды, ал полюссіз байланыстар еріткіш әсерінен иондарға ыдырамайды. Еріткіштің иондау қабілеті оның полюстілігіне байланысты болады, ал бұл шаманы диэлектриктік өтімділік арқылы өрнектейді:

Σ(H2O) = 78,3, Σ(C2H5OH) = 25,2, Σ(C6H6) = 2,28
Σ(H2O) Σ(C2H5OH) Σ(C6H6)

Қышқыл тұздар орта тұздарына қарағанда суда ерімтал келсе, негіз тұздардың ерігіштігі төмен болады.
Натрий гидросульфатындағы (NaHSO4) элемент электротерістіліктерін салыстырып, байланыстың қай жерінен үзіліп, ерітіндіге ион түрінде бөлінуін көрейік; ол үшін қосылыс құрамындағы элементтердің электртерістіліктерінің мәнін келтірсек:
χ (Na) = 0,9 χ (O) = 3,5 χ (H) = 2,4 χ (S) = 3,2

Қосылыстың графикалық формуласын жазсақ:

аз)
i
полюстiлiг
(
0,3
3,2
3,5
O)
Δχ(S
)
байланыс
полюстi
(
1,4
2,1
3,5
O)
Δχ(H
байланыс)
ионды
(
2,6
0,9
3,5
O)
Δχ(Na
O
O
H
S
О
O
Na

олай болса, заттың диссоциациялануы мынадай сатылармен жүреді:

Сонда, алдымен иондық байланыс және полюстілігі жоғарырақ байланыс үзіледі де, ал полюстілігі азы тұтасымен ерітіндіге өтеді.
Осы сияқты негіздік тұз диссоциациясы да сатылы жүреді. Олар суда нашар еритіндіктен, оның диссоцияциясы баяу жүреді. (Kд1Kд2)

CoOHCI -- (CoOH)+ + CI-
(CoOH)+-- Со+2+ ОН-

Ал, ерімтал орта тұздар бір сатымен диссоциацияланады:

§6 Суда нашар еритін электролиттердің диссоциациясы.
Ерігіштік көбейтіндісі

Қатты заттардың судағы ерігіштігі әртүрлі (ерігіштік кестесіне қараңыз). Суда нашар ериді дейтін электролиттің өзі де аз да болса полюсті су молекуласы әсерінен иондарға ыдырайды. Соның нәтижесінде суда нашар еритін зат пен ... жалғасы

Сіз бұл жұмысты біздің қосымшамыз арқылы толығымен тегін көре аласыз.