炭酸は強いまたは弱い電解質です。化学の教科書

弱い電解質部分的にイオンに解離する物質。弱い電解質の溶液は、イオンとともに、解離していない分子を含んでいます。弱い電解質は、溶液中に高濃度のイオンを与えることはできません。弱電解質には次のものが含まれます。

1）ほとんどすべての有機酸（CH 3 COOH、C 2 H 5 COOHなど）。

2）いくつか無機酸（H 2 CO 3、H 2 Sなど）;

3）ほとんどすべての水溶性塩、塩基および水酸化アンモニウムCa 3（PO 4）2; Cu（OH）2; Al（OH）3; NH4OH;

それらは電気の貧弱な導体（またはほとんど非導体）です。

弱電解質の溶液中のイオン濃度は、次数と解離定数によって定性的に特徴付けられます。

解離の程度は、単位の分数またはパーセンテージで表されます（\ u003d 0.3は、強電解質と弱電解質への条件付き分割境界です）。

解離の程度は、弱い電解質溶液の濃度に依存します。水で希釈すると、解離度は常に増加します。溶質分子あたりの溶媒分子（H 2 O）の数が増加します。ルシャトリエの原理によれば、この場合の電解解離の平衡は、生成物形成の方向にシフトするはずです。水和イオン。

電解解離の程度は、溶液の温度に依存します。通常、温度が上昇すると、解離の程度が増加します。分子内の結合が活性化されると、移動性が高まり、イオン化が容易になります。弱電解液中のイオン濃度は、解離度を知ることで計算できます aと物質の初期濃度 c溶液中。

HAn = H ++An-。

この反応の平衡定数Kpは、解離定数Kdです。

Kd=。 /。（10.11）

弱い電解質Cの濃度とその解離度αで平衡濃度を表すと、次のようになります。

K d\u003dC.α。 C.α/C。（1-α）=C.α2/1-α。（10.12）

この関係はと呼ばれます オストヴァルトの希釈法。 αの非常に弱い電解質の場合<<1 это уравнение упрощается:

K d\u003dC.α2。（10.13）

これにより、無限希釈では、解離度αが1になる傾向があると結論付けることができます。

水中でのタンパク質分解平衡：

希薄溶液中の一定温度では、水中の水の濃度は一定であり、55.5に等しくなります（ )

, (10.15)

ここで、Kinは水のイオン積です。

次に=10-7。実際には、測定と記録の利便性のために、値が使用されます-酸または塩基の強度のpH値（基準）。同様に .

式（11.15）から： . pH = 7の場合-溶液の反応は中性で、pHの場合<7 – кислая, а при pH>7-アルカリ性。

通常の状態（0°C）：

、それから

図10.4-さまざまな物質およびシステムのpH

10.7強電解質の溶液

強電解質は、水に溶解するとほぼ完全にイオンに分解する物質です。原則として、強電解質には、イオン結合または高極性結合を持つ物質が含まれます。すべての高溶解性塩、強酸（HCl、HBr、HI、HClO 4、H 2 SO 4、HNO 3）、および強塩基（LiOH、NaOH、KOH、 RbOH、CsOH、Ba（OH）2、Sr（OH）2、Ca（OH）2）。

強電解質の溶液では、溶質は主にイオン（陽イオンと陰イオン）の形で見られます。解離していない分子は事実上存在しません。

強電解質と弱電解質の根本的な違いは、強電解質の解離平衡が完全に右にシフトしていることです。

H 2 SO 4 \ u003d H + + HSO 4-、

したがって、平衡定数（解離）は不確定な量であることがわかります。強電解質の濃度の増加に伴う電気伝導率の低下は、イオンの静電相互作用によるものです。

オランダの科学者PetrusJosephusWilhelmusDebyeとドイツの科学者ErichHückelは次のように仮定しました。

1）電解質は完全に解離しますが、比較的希薄な溶液（C M = 0.01mol。l-1）です。

2）各イオンは反対の符号のイオンの殻に囲まれています。次に、これらのイオンのそれぞれが溶媒和されます。この環境はイオン性雰囲気と呼ばれます。反対の符号のイオンの電解相互作用では、イオン性雰囲気の影響を考慮する必要があります。陽イオンが静電界内を移動すると、イオン性雰囲気が変形します。それは彼の前で厚くなり、彼の後ろで薄くなります。イオン性雰囲気のこの非対称性は、陽イオンの動きに対してより抑制効果があり、電解質の濃度が高くなり、イオンの電荷が大きくなります。これらのシステムでは、集中の概念が曖昧になり、活動に置き換える必要があります。二元一価電解質の場合、KatAn = Kat + + An-それぞれ陽イオン（a +）と陰イオン（a-）の活性は次のようになります。

a+=γ+。 C +、a-=γ-。 C-、（10.16）

ここで、C +とC-は、それぞれ陽イオンと陰イオンの分析濃度です。

γ+およびγ---それらの活量係数。

(10.17)

各イオンの活性を個別に決定することは不可能であるため、単一に帯電した電解質の場合、活性の幾何平均値はi

および活量係数：

デバイ・ヒュッケル活量係数は、少なくとも温度、溶媒誘電率（ε）、およびイオン強度（I）に依存します。後者は、溶液中のイオンによって生成される電界の強度の尺度として機能します。

与えられた電解質について、イオン強度はデバイ-ヒュッケル方程式で表されます。

次に、イオン強度は次のようになります。

ここで、Cは分析濃度です。

zは陽イオンまたは陰イオンの電荷です。

一価電解液の場合、イオン強度は濃度と同じです。したがって、同じ濃度のNaClとNa 2 SO 4は、異なるイオン強度を持ちます。強電解質の溶液の特性の比較は、イオン強度が同じ場合にのみ実行できます。小さな不純物でも電解質の特性を劇的に変化させます。

図10.5-依存関係

塩の加水分解

加水分解物質と水との相互作用の反応と呼ばれ、弱電解質（酸、塩基、酸性または塩基性塩）の形成につながります。加水分解の結果は、水の解離の平衡の違反と見なすことができます。さまざまなクラスの化合物が加水分解を受けますが、最も重要なケースは塩の加水分解です。塩は、原則として、イオンに完全に解離し、水イオンと相互作用することができる強電解質です。

塩の加水分解の最も重要なケース:

1.塩は強塩基と強酸によって形成されます。例：NaClは強塩基NaOHと強酸HClによって形成される塩です。

NaCl+HOH↔NaOH+HCl–分子方程式;

Na ++Cl-+HOH↔Na++OH-+ H ++Cl-は完全なイオン方程式です。

HOH↔OH-+H+-省略されたイオン方程式。

省略されたイオン方程式からわかるように、強塩基と強酸によって形成された塩は水と相互作用しません。つまり、加水分解を受けず、媒体は中性のままです。

2.塩は強塩基と弱酸によって形成されます。例：NaNO 2は、強塩基のNaOHと弱酸のHNO 2によって形成される塩であり、実際にはイオンに解離しません。

NaNO2+HOH↔NaOH+HNO2;

Na + +NO2-+HOH↔Na++OH-+ HNO 2;

NO2-+HOH↔OH-+HNO2。

この場合、塩は加水分解を受け、加水分解は陰イオンに沿って進行しますが、陽イオンは実際には加水分解プロセスに関与しません。アルカリは加水分解の結果として形成されるため、溶液中には過剰なOH-アニオンが含まれています。そのような塩の溶液は、アルカリ性環境を獲得します。 pH>7。

ステージINa2 CO3+HOH↔NaOH+NaHCO3;

CO 32-+HOH↔OH-+HCO3-;

ステージIINaHCO3+HOH↔NaOH+H2 CO 3;

HCO3-+HOH↔OH-+H2CO3。

標準的な条件下で溶液を適度に希釈すると、塩の加水分解は最初の段階でのみ進行します。第二は、第一段階で形成された製品によって抑制されます。 OH-イオンの蓄積は、平衡の左へのシフトを伴います。

3.塩は弱塩基と強酸によって形成されます。例：NH 4 NO 3は、弱塩基NH4OHと強酸HNO3によって形成される塩です。

NH 4 NO3+HOH↔NH4OH+ HNO 3;

NH 4++HOH↔H++NH4OH。

この場合、塩は加水分解を受け、加水分解は陽イオンに沿って進行しますが、陰イオンは実際には加水分解プロセスに関与しません。そのような塩の溶液は、酸性環境を獲得します。 pH< 7.

前の場合と同様に、多価イオンの塩は段階的に加水分解されますが、第2段階も抑制されます。

ステージIMg（NO 3）2+HOH↔MgOHNO3+ HNO 3;

Mg2++HOH↔MgOH++H +;

ステージIIMgOHNO3 +HOH↔Mg（OH）2 + HNO 3;

MgOH + +HOH↔Mg（OH）2 +H+。

4.塩は弱塩基と弱酸によって形成されます。例：NH 4 CNは、弱塩基NH4OHと弱酸HCNによって形成される塩です。

NH 4CN+HOH↔NH4OH+ HCN;

NH 4 ++CN-+HOH↔NH4OH+HCN。

この場合、陽イオンと陰イオンの両方が加水分解に関与します。それらは水の水素カチオンとヒドロキソアニオンの両方に結合し、弱い電解質（弱酸と弱塩基）を形成します。このような塩の溶液の反応は、わずかに酸性（加水分解の結果として形成される塩基が酸より弱い場合）、またはわずかにアルカリ性（塩基が酸より強い場合）、または中性（場合塩基と酸は同じ強さを示します）。

多価イオンの塩の加水分解では、最初の段階では後続のイオンが抑制されず、そのような塩の加水分解は室温でも完全に進行します。

ステージI（NH 4）2S+HOH↔NH4OH+ NH 4 HS;

2NH 4 + + S2-+HOH↔NH4OH+ NH 4 + + HS-;

ステージIINH4HS+HOH↔NH4OH+ H 2 S;

NH 4 ++HS-+HOH↔NH4OH+H2S。

これらは、解離していない分子と動的平衡状態にあります。弱電解質には、水溶液および非水溶液中のほとんどの有機酸と多くの有機塩基が含まれます。

弱電解質は次のとおりです。

ほとんどすべての有機酸と水。
いくつかの無機酸：HF、HClO、HClO 2、HNO 2、HCN、H 2 S、HBrO、H 3 PO 4、H 2 CO 3、H 2 SiO 3、H 2SO3など。
難溶性の金属水酸化物：Fe（OH）3、Zn（OH）2など。水酸化アンモニウムNH4OHと同様に。

文学

M.I.Ravich-Sherbo。 V. V.ノビコフ「物理化学およびコロイド化学」M：高等学校、1975年

ウィキメディア財団。 2010。

他の辞書で「弱い電解質」が何であるかを見てください：

弱い電解質---電解質、水溶液中でわずかに解離してイオンになります。弱電解質の解離プロセスは可逆的であり、質量作用の法則に従います。一般化学：教科書/ A. V.Zholnin..。化学用語

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電解質の解離は、解離の程度によって定量的に特徴付けられます。 解離度a–は、イオンに解離した分子の数の比率Ndissです。,溶存電解質分子の総数N :

a =

aは、イオンに分解された電解質分子の割合です。

電解質の解離の程度は、電解質の性質、溶媒の性質、溶液の濃度、および温度など、多くの要因に依存します。

解離する能力に応じて、電解質は条件付きで強いものと弱いものに分けられます。イオンとしてのみ溶液中に存在する電解質は、強い。溶解状態で一部が分子の形で、一部がイオンの形である電解質は、と呼ばれます弱い .

強電解質には、ほとんどすべての塩、一部の酸が含まれます：H 2 SO 4、HNO 3、HCl、HI、HClO 4、アルカリおよびアルカリ土類金属の水酸化物（付録の表6を参照）。

強電解質の解離のプロセスは終わりになります：

HNO 3 \ u003d H + + NO 3-、NaOH \ u003d Na + + OH-、

等号は解離方程式に入れられます。

強電解質に適用される場合、「解離度」の概念は条件付きです。「」 見かけの」解離度（aそれぞれ）真の下にあります（付録の表6を参照）。溶液中の強電解質の濃度が高くなると、反対に帯電したイオンの相互作用が大きくなります。お互いに十分に近づくと、彼らは仲間を形成します。それらの中のイオンは、各イオンを取り巻く極性水分子の層によって分離されています。これは、溶液の電気伝導率の低下に影響します。不完全な解離の効果が作成されます。

この効果を考慮に入れるために、活量係数gが導入されます。これは、溶液濃度の増加とともに減少し、0から1まで変化します。強電解質の溶液の特性を定量的に説明するために、 アクティビティ (a）.

イオンの活量は、その有効濃度として理解され、それに従って化学反応で作用します。

イオン活動（ a）はそのモル濃度に等しい（から）活動係数（g）を掛けたもの：

a = g から.

集中の代わりに活動を使用することで、理想的なソリューションのために確立された規則をソリューションに適用することが可能になります。

弱い電解質には、いくつかのミネラル（HNO 2、H 2 SO 3、H 2 S、H 2 SiO 3、HCN、H 3 PO 4）とほとんどの有機酸（CH 3 COOH、H 2 C 2 O 4など）が含まれます。水酸化物アンモニウムNH4OHおよび水に難溶性のすべての塩基、有機アミン。

弱電解質の解離は可逆的です。弱い電解質の溶液では、イオンと解離していない分子の間に平衡が確立されます。対応する解離方程式には、可逆性の符号（ ""）が示されています。たとえば、弱酢酸の解離方程式は次のように記述されます。

CH3COOH«CH3COO-+H+。

弱い二成分電解質の溶液中（ KA）解離定数と呼ばれる平衡定数を特徴とする次の平衡が確立されます。に d：

KA "K + + A-、

1リットルの溶液に溶解した場合から電解質のモル KA解離の程度はaに等しく、これは解離したことを意味します aС電解質のモルと各イオンは、に従って形成されました aСほくろ。分離されていない状態のままです（から – aС）ほくろ KA.

KA«K++A-。

C-aC aC aC

その場合、解離定数は次のようになります。

(6.1)

解離定数は濃度に依存しないため、導出された関係は、弱い二元電解質の解離度の濃度依存性を表します。式（6.1）は、溶液中の弱い電解質の濃度が減少すると、その解離度が増加することを示しています。式（6.1）は次の式を表します オストヴァルトの希釈法 .

非常に弱い電解質の場合（ a<<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:

に d a 2 C、また a»（6.2）

各電解質の解離定数は、特定の温度で一定であり、溶液の濃度に依存せず、電解質がイオンに分解する能力を特徴づけます。 Kdが高いほど、電解質がイオンに解離します。弱電解質の解離定数を表にしています（付録の表3を参照）。

1.電解質

1.1。電解解離。解離の程度。電解質の強さ

電解解離の理論によれば、塩、酸、水酸化物は水に溶解し、完全にまたは部分的に独立した粒子（イオン）に分解します。

極性溶媒分子の作用下で物質の分子がイオンに分解するプロセスは、電解解離と呼ばれます。溶液中でイオンに解離する物質は、 電解質。その結果、ソリューションは電流を伝導する能力を獲得します。そこには電荷の携帯電話会社が登場します。この理論によれば、電解質は水に溶解すると、正と負に帯電したイオンに分解（解離）します。正に帯電したイオンはと呼ばれます カチオン; これらには、例えば、水素および金属イオンが含まれる。負に帯電したイオンはと呼ばれます 陰イオン; これらには、酸残基のイオンと水酸化物イオンが含まれます。

解離過程の定量的特性として、解離度の概念を紹介します。電解質の解離度（α）は、特定の溶液中でイオンに分解された分子の数の比率です（ n ）、溶液中のその分子の総数に（または

α = .

電解解離の程度は、通常、単位の分数またはパーセンテージで表されます。

解離度が0.3（30％）を超える電解質は通常強電解質と呼ばれ、解離度は0.03（3％）から0.3（30％）-中、0.03（3％）未満-弱い電解質です。したがって、0.1Mソリューションの場合 CH3COOH α=0.03（または1.3％）。したがって、酢酸は弱い電解質です。解離の程度は、物質の溶解した分子のどの部分がイオンに分解したかを示します。水溶液中の電解質の電解解離の程度は、電解質の性質、その濃度、および温度に依存します。

その性質上、電解質は2つの大きなグループに分けることができます。 強いと弱い. 強電解質ほぼ完全に分離します（α= 1）。

強電解質には次のものが含まれます。

1）酸（H 2 SO 4、HCl、HNO 3、HBr、HI、HClO 4、H M nO 4）;

2）塩基-主サブグループ（アルカリ）の最初のグループの金属の水酸化物- LiOH、NaOH、KOH、RbOH、CsOH 、およびアルカリ土類金属の水酸化物- Ba（OH）2、Ca（OH）2、Sr（OH）2;。

3）水溶性の塩（溶解度の表を参照）。

弱い電解質 イオンへの解離はごくわずかですが、溶液中では主に非解離状態（分子形態）になっています。弱電解質の場合、解離していない分子とイオンの間に平衡が確立されます。

弱電解質には次のものが含まれます。

1）無機酸（ H 2 CO 3、H 2 S、HNO 2、H 2 SO 3、HCN、H 3 PO 4、H 2 SiO 3、HCNS、HClOなど）;

2）水（H 2 O）;

3）水酸化アンモニウム（ NH4OH）;

4）ほとんどの有機酸

（例えば、酢酸CH 3 COOH、ギ酸HCOOH）;