ЛЕКЦ №10

ЭЛЕКТРОЛИТИЙН УУСМАЛЫН ШИНЖ ЧАНАР

Лекцийн товч агуулга: Лекцийн энэ хэсэгт электролитийн диссоциацийн онол, түүнийг

нээсэн товч түүх, электролитийн диссоциаци, диссоциацийн зэрэг, хүчтэй ба сул

электролитууд, сул электролитийн уусмал дахь тэнцвэр, хүчил, суурь, давсны шинж

чанарыг электролитийн диссациацийн онолоор тайлбарлах, усны диссоциаци, уусмалын

орчныг (рН) тодорхойлох, муу уусдаг нэгдлүүдийн уусахын үржвэр гэсэн ойлголтуудыг

тусгасан болно.

Түлхүүр үг: электролит, диссоциацийн зэрэг, уусмалын рН

10.1 Электролитийн диссоциацийн онол

19-р зууны эхний хагаст (1805 он) Ф.И.Гроткус уусмал дахь ууссан бодисын

молекулууд цахилгаан гүйдлийн нөлөөгөөр цэнэгтэй хэсгүүд болон задарч, тэдгээр нь эсрэг

цэнэгтэй электродууд дээр саармагждаг гэсэн онолыг дэвшүүлсэн байдаг. Хожим нь (1833

он) Фарадей цэнэгтэй жижиг хэсгүүдийг ион (ион-грекээр явагч гэсэн утгатай) гэж нэрлэсэн

байна.

Шведийн эрдэмтэн С.Аррениус (1887 он) электролитийн уусмалын

цахилгаан дамжуулалтыг судлах явцдаа электролит бодисууд нь уусах

үедээ усны туйлт молекулуудын нөлөөгөөр цэнэгтэй жижиг хэсгүүд болох

ионуудыг үүсгэн задардаг бөгөөд тэдгээр нь цахилгаан дамжуулах

чадвартай байдаг гэсэн дүгнэлтэнд хүрчээ. Ийнхүү усанд уусахдаа ион

болон задардаг бодисуудыг электролит, процессийг нь электролитийн

диссоциаци гэж тус, тус нэрлэсэн.

Сванте Август

Аррениус (1859 – 1927)

Электролитийн диссоциацийн онол нээгдэх үед буюу 1887 онд Я.Вантгофф хүчил,

суурь, давс зэрэг электролитийн уусмалын шинж чанарыг судлаад, туршлагаар

тодорхойлсон осмосын даралт нь онолоор тооцоолсон холбогдлоос их байдаг болохыг

тогтоожээ. Ийм зөрүү нь электролитийн уусмалын буцлах температур, хөлдөх температур

болон уурын даралтын бууралтанд мөн адил илэрдэг болохыг ажигласан байна.

Жишээ нь: KCl-ийн 0.2N-ийн уусмалын хөлдөх температурын бууралт (∆𝑇х)-ыг туршлагаар

хэмжвэл 0.6730С, харин онолоор тооцоолоход 0.3720С байдаг байна.

Иймд электролит биш бодисын уусмалын осмос даралт, хөлдөх ба буцлах

температурын өөрчлөлт, уурын даралтын бууралтыг тооцоолдог тэгшитгэлүүдийг

электролитийн уусмалд хэрэглэхийн тулд Вантгофф адилтгалын буюу изотоник

коэффициент (i) гэсэн хэмжигдэхүүнийг ашигласан байна. Хэрэв электролитийн

уусмалын туршлагаар олсон дээрх хэмжигдэхүүнүүдийг , , , онолоор

тооцоолсон хэмжигдэхүүнийг π, ∆𝑡б, ∆𝑡х, ∆Р гэж тэмдэглэвэл изотоник коэффициент нь:

(10.1)

болох бөгөөд ямагт i >1 буюу байна.

Учир нь энэхүү адилтгалын коэффициент нь уусмалын концентраци буюу ууссан бодисын

жижиг хэсгийн тооноос хамаардаг хэмжигдэхүүн юм. Иймд электролитийн уусмалын

осмос даралт, хөлдөх буцлах температурын өөрчлөлт, уурын даралтын бууралт нь адил

концентрацитай электролит бишийн уусмалынхаас ямагт их байдаг. Энэ нь электролитийн

уусмалд ууссан бодисын молекулууд ион болон задарсны улмаас жижиг хэсгүүдийн тоо,

электролит биш уусмал дахь жижиг хэсгийн тооноос олон болдогтой холбоотой гэж

С.Аррениус тайлбарласан байна.

Оросын эрдэмтэн И.А Каблуков (1891 он) С.Аррениусийн онолыг гүнзгийрүүлэн

судалж, электролитийн диссоциацийн бүрэн онолыг боловсруулсан юм. Тэрээр

Каблуковын онолоор электролитийн диссоциаци нь диполь-диполийн эсвэл ион-диполийн

харилцан үйлчлэлийн механизмаар (Зураг 10.1) явагддаг гэсэн онолыг дэвшүүлсэн байдаг.

HCl-ийн туйлт молекул усны туйлт молекултай харилцан үйлцлэлцэх процессыг жишээгээр

харуулвал:

Зураг 10.1 Диссоциацийн процессын диполийн- диполийн харилцан үйлчлэл

𝐻𝐶𝑙 + 2𝐻2𝑂 ↔ 𝐻2𝑂∗𝐻+ + 𝐻2𝑂∗𝐶𝑙−

гэсэн хэлбэрийн урвал бичиж болно.

Харин ион-диполийн харилцан үйлчлэлийн механизмыг ионт талс бүхий натрийн

хлоридын усны туйлт молекултай харилцан үйлчлэцэх жишээгээр (Зураг 10.2) харуулбал:

Зураг 10.2. Диссоциацийн процессын ион- диполийн харилцан үйлчлэл

'''',,, Ptt

P

P

t

t

t

ti

''''

PPtttt ''' ,,,

𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝑛𝐻2𝑂 ↔ 𝑥𝐻2𝑂∗𝑁𝑎+ + 𝑦𝐻2𝑂∗𝐶𝑙−

хэлбэрийн тэгшитгэл гарна.

Дээрх хоёр механизмийн аль алинд нь уусмал дахь ионууд усны молекулуудаар

хүрээлэгдэж ионы гидратуудыг буюу гидратчилагдсан ионыг үүсгэдэг байна.

10.2 Диссоциацийн зэрэг

Диссоциацийн процессийн тоон илэрхийлэл нь диссоциацийн зэрэг () юм.

Диссоциацийн зэрэг нь диссоциацид орсон буюу ион болон задарсан молекулын тоо( Nd)-г,

нийт ууссан молекулын тоо(N0)-нд харьцуулсан хэмжигдэхүүн бөгөөд түүнийг хувиар

эсвэл молийн долиор илэрхийлдэг.

(10.2)

Иймд ямарч электролит уусмалын диссоциацийн зэрэг 100%-аас их утгатай байж болохгүй.

Электролит бодисуудыг диссоциацийн зэргээр нь дараах байдлаар ангилна.

хүчтэй (>30%),

дунд зэргийн (1%<<30%),

сул (<1%)

Хүчтэй электролит: усанд уусдаг бараг бүх давсууд, эрдэс хүчлүүд (HNO3,H2SO4, HClO3,

HCl гэх мэт), шүлтийн ба газрын шүлтийн металлуудын гидроксид орно.

Дунд зэргийн хүчтэй электролит: зарим органик болон эрдэс хүчлүүд жишээ нь H2C2O4,

HCOOH, H2SO3, H3PO4) ордог.

Сул электролит: Н2S, HCN, H2SiO3, H3PO3 зэрэг эрдэс хүчлүүд, зарим d- элемэнтийн

гидроксидууд (Cu(OH)2, Cr(OH)3 гэх мэт) мөн цөөн тооны давсууд (HgCl2, CdCl2, Fe(SCN)3)

тус тус хамаарагдана.

Электролитийн уусмалын диссоциацийн зэрэг нь түүний изотоник коэффициенттой шууд

хамааралтай байдаг. Учир нь изотоник коэффициент нь диссоциацийн зэргийн адил уусмал

дахь ууссан бодисын жижиг хэсгүүдийн тооноос хамаардаг хэмжигдэхүүн юм.

Диссоциацийн зэрэг ба изотоник коэффициентийн хамаарлыг дараах тэгшитгэлээр (10.3)

илэрхийлдэг.

𝛼 = 𝑖−1

𝑛−1 (10.3)

Энд: i- изотоник коэффициент, n-диссоциациар үүссэн ионы тоо

%1000

N

Nd

10.3 Сул электролитийн уусмал дахь тэнцвэр

Электролитийн диссоциаци нь эргэх процесс, өөрөөр хэлбэл уусмал

дахь электролитийн зарим молекулууд ион болон задарч байхад

зарим ионууд эргээд молекул болон нэгдэж байдаг. Иймд

электролитийн уусмалд тодорхой хугацааны дараа ион үүсгэн задрах

молекулын тоо нь, ионуудаас үүсэх молекулын тоотой тэнцүү болж

тэнцвэр тогтдог. Жишээ нь: КА гэсэн ерөнхий хэлбэрийн сул

электролит диссоциацид

орж байна гэж үзвэл диссоциацийн тэгшитгэл нь 𝐾𝐴 ↔ 𝐾+ + 𝐴−

гэсэн хэлбэр бичигдэнэ.

Зураг 10.3. Сул электролитийн уусмалын диссоциаци

Энэ урвалд масс үйлчлэлийн хуулийг ашиглан тэнцвэрийн тогтмолыг олбол:

(10.4)

Энд: К+ -катион, А– -анион

Тэнцвэрийн тогтмол 𝐾-г диссоциацийн тогтмол гэж нэрлэдэг. Диссоциацийн тогтмолыг

мөн диссоциацийн зэргийн тусламжтайгаар илэрхийлж болно. Ингэхдээ C моль/л

концентрацитай сул электролит ууссан бөгөөд түүний диссоциацийн зэргийг α гэж үзвэл

өөрчлөлтийг дараах байдлаар нэгтгэн бичиж болно:

𝐾𝐴 ↔ 𝐾+ + 𝐴−

Анхны концентраци, М С 0 0

Өөрчлөгдсөн концентраци - α·С + α·С + α·С

Тэнцвэрийн үеийн концентраци, С- αС αС αС

10.4 тэгшитгэлийг ашиглан тэнцвэрийн тогтмолыг олвол:

𝐾 =(𝛼𝐶)(𝛼𝐶)

С− αC=

(𝛼𝐶)(𝛼𝐶)

𝐶(1−𝛼)=

𝐶𝛼2

1−𝛼 (10.5)

Вильгелим Фридих

Оствальд (1853-1932)

][

]][[

KA

AKK

Энэ тэгшитгэлээс диссоциацийн тогтмол нь диссоциацийн зэргээс хамаардаг болохыг харж

болно. Энэ хуулийг Оствальдын шингэрүүлэлтийн хууль гэнэ.

Уусмалыг шингэрүүлэхэд диссоциацийн зэрэг өсч улмаар 𝛼 ≈ 1 болдог. Энэ нөхцлийг

ашиглан (10.5) тэгшитгэлийг дахин бичвэл:

𝐾 = 𝛼2С (10.6)

Эндээс дүгнэхэд диссоциацийн тогтмол нь тухайн электролит ба уусгагчид харгалзах

тогтмол хэмжигдэхүүн бөгөөд тэнцвэрийн тогтмолын адил уусмалын концентрациас

хамаардаггүй, харин температураас хамаардаг хэмжигдэхүүн юм.

Зарим хүчил ба ионуудын диссоциацийн тогтмолыг (250C) хүснэгт 10.1-д үзүүлэв.

Хүснэгт 10.1

Зарим хүчил ба ионуудын диссоциацийн тогтмол (250C)

Хүчил

(сул электролит)

Диссоциацийн

тогтмол

Хүчил

(сул электролит)

Диссоциацийн

тогтмол

CH3COOH 1.8∙10-5 H2CO3 3.6∙10-7

HCN 4.9∙10-10 H2S 1.1∙10-7

HCO3- 4.7∙10-10 H2SO3 3∙10-2

HS- 1.3∙10-13 HF 6.8∙10-4

HSO4- 1∙10-2

10.4 Усны диссоциаци, рН

Ус нь маш бага хэмжээгээр диссоциацид ордог учир сул электролит бөгөөд диссоциацийн

тэгшитгэлийг дараах хэлбэрээр бичиж болно. H2O H+ + OH-

Усны диссоциацийн дээрх тэгшитгэлд масс үйлчлэлийн хуулийг

ашиглан тэнцвэрийн тогмол буюу диссоцийн тогтмолыг олвол:

Cёрен Педер Лауриц Эндээс харахад ус маш сул электролит гэдэг нь батлагдаж байна. Иймд

Сёрёнсен (1868-1939) 1000 мл усан дахь диссоциацид ороогүй молекулын моляр

концентрацийг олвол:

[𝐻2𝑂] =1000

18.016= 55.56 моль/л

Усан дахь [H+]∙[OH-]-ийн ионуудын үржвэрийг олвол:

[H+]∙[OH-]=55,56 · 1,8 ·10-16 = 10-14 = Kw (10.7)

16

2

108.1][

]][[

OН

OHHK

Kw-г усны ионы үржвэр гэж нэрлэдэг. Энэ үржвэр нь зөвхөн усанд төдийгүй бүх усан

уусмалуудад ямагт тогтмол утгатай (10-14) байна. 𝐾𝑤 ≠ 0 байдаг тул бүх төрлийн усан

уусмалд [H+] ба [OH-] ионууд нь нэгэн зэрэг оршдог. Иймд эдгээр ионуудын концентрацийн

харьцаагаар уусмалын орчныг тодорхойлно:

Саармаг орчинд

Хүчиллэг орчин буюу

Шүлтлэг орчин буюу

Уусмалын орчныг тодорхойлохдоо [H+] ба [OH-]-ийн алийг нь ч ашиглаж болох боловч,

практикт ихэвчлэн устөрөгчийн ионы концентрацийг авдаг. Гэхдээ тооцоог хялбарчлах

үүднээс H+ ионы концентрацийн жинхэнэ утгыг бус, харин түүнээс сөрөг тэмдэгтэй аравтын

логарифм авсан холбогдол болох устөрөгчийн илтгэгч (pH)-ийг хэрэглэнэ.

𝑝𝐻 = −lg [𝐻+] (10.8)

Устөрөгчийн илтгэгчээр уусмалын орчинг тодорхойлно:

саармаг орчинд [H+] = 10-7, pH = 7

хүчиллэг орчинд [H+] > 10-7, pH < 7

шүлтлэг орчинд [H+] < 10-7, pH > 7

Устөрөгчийн илтгэгчийг янз бүрийн аргаар нарийвчлан хэмжиж болох боловч, хамгийн

хялбар түргэн арга нь колориметрийн буюу индикаторын өнгөөр тодорхойлох арга юм.

Индикаторуудын өнгө нь устөрөгчийн ионы концентрациас хамааран өөрчлөгдөж байдаг.

Зарим индикаторын өнгө уусмалын орчноос хамаарч хэрхэн өөрчлөгддөг болохын хүснэгт

10.2-т үзүүлэв.

Хүснэгт 10.2

Зарим индикаторуудын шинж

714 1010][][ OHH710][ OH]10[][ 7 H][][ OHH710][ OH

710][ H][][ OHH

10.5 Хүчил, суурь, давсны шинж чанарыг электролитийн

диссациацийн онолоор тайлбарлах нь

A). Электролитийн диссоциацийн онолын үүднээс усан уусмалдаа устөрөгчийн нэмэх

цэнэгтэй ион, хүчлийн үлдэгдлийн хасах цэнэгтэй ион үүсгэн диссоциацлагддаг

электролит бодисыг хүчил гэнэ.

Хэрэв олон суурьт хүчил диссоциацид орвол диссоциацийн процесс шаталж явагдах бөгөөд

энэхүү шат бүрт диссоциацийн тогтмол нь өөр өөр утгатай байна.

Жишээ нь: орто фосфорын хүчлийн диссоциацийн тэгшитгэлүүдийг бичиж, тогтмолуудыг

нь олбол дараах хэлбэртэй байна.

Эндээс диссоциацийн зэрэг ортофосфорын хүчлийн диссоциацийн хоёр ба гуравдугаар

шатанд маш бага байгаагийн зэрэгцээ, буурч байгааг K1>K2>K3 харж болно.

Б) Усан уусмалдаа металлын ион болон гидроксидийн ионуудыг үүсгэн диссоциацид

ордог электролит бодисыг суурь гэнэ.

Олон валенттай металлын сууриуд нь мөн шаталсан диссоциацид ордог. Жишээ нь: гурван

валенттай төмрийн гидроксидын шаталсан диссоциацийн тэгшитгэлийг бичвэл:

Fe(OH)3 Fe(OH)2+ + OH-

Fe(OH) 2 FeOH2+ + OH-

FeOH2+ Fe3+ + OH-

Зарим металлуудын гидроксид усан уусмалдаа хүчил, суурийн аль алинтай нь адилаар

диссоциацид ордог. Жишээ нь: цайрын гидроксидийн диссоциацийн тэгшитгэлийг дараах

байдлаар бичиж болно.

Энэ тэнцвэр нь хүчиллэг орчинд зүүн, шүлтлэг орчинд баруун гар тийш шилждэг тул

Zn(OH)2 уусмалын орчноос хамааран нэг бол хүчлийн, эсвэл суурийн шинжийг үзүүлнэ.

Ийм хоёрдмол шинжтэй Al(OH)3, Be(OH)2, Ga(OH)3, Cr(OH)3, Ge(OH)2, Sn(OH)4 гэх мэт

нэгдлүүдийг амфотер нэгдэл гэж нэрлэдэг.

3

43

421 1011.7

][

][][

POH

POHHK

4243 POHHPOH

6

2

42

2

422 109.1

][

]][[

POH

POHHK

2

442 HPOHPOH

13

2

4

3

43 105.3

][

]][[

HPO

POHK

3

4

2

4 POHHPO

В) Усан уусмалдаа металлын катион ба хүчлийн үлдэгдлийн анионыг үүсгэн

диссоциацид ордог электролит бодисыг давс гэнэ.

NaH2PO4 Na+ + H2PO4-

H2PO4- H+ + HPO4

2-

HPO42- H+ + PO4

3-

Энд диссоциацийн төгсгөлийн хоёр шатанд тэнцвэр зүүн гар тийш нилээд их шилжсэн

байдаг учир NaH2PO4 -ийн усан уусмалд H+ ионууд бараг байдаггүй.

Суурилаг давс Fe(ОН)2Cl диссоциацийн тэгшитгэл:

Fe(OH)2Cl Fe(OH)2+ + Cl-

Fe(OH)2+ Fe(OH)2+ + OH-

Fe(OH)2+ Fe3+ + OH-

Энд мөн өмнөхийн адил диссоциацийн хоёр ба гуравдугаар шатанд диссоциацийн тогтмол

маш бага утгатай байдаг учраас уусмалд гидроксид ион бараг байхгүй гэж үзэж болно.

10.6 Уусахын үржвэр

Зарим муу уусдаг бодисуудын уусмалд ууссан бодис талст ба ууссан хэлбэрээр

нэгэн зэрэг оршиж байдаг. Өөрөөр хэлбэл ханасан уусмал хэлбэрээр байна гэсэн үг.

Тухайлбал KnAm хэлбэрийн муу уусдаг давсны усан уусмал байна гэж үзвэл диссоциацийн

тэгшитгэлийг:

𝐾𝑛𝐴𝑚(талст) ↔ 𝑛𝐾(уусмал)+ + 𝑚𝐴(уусмал)

−

хэлбэрээр бичиж болно. Ийм төрлийн тундас ба ууссан бодис нэгэн зэрэг орших системд

тодорхой нөхцөлд ууссан бодисын хэмжээ тогтвортой болж улмаар тэнцвэр тогтоно. Дээр

бичсэн тэгшитгэлд масс үйлчлэлийн хуулийг ашиглан тэнцвэрийн тогтмолын тэгшитгэлийг

бичвэл:

𝐾 = 𝑎𝐾+

𝑛 ∙𝑎𝐴−𝑚

𝑎𝐾𝑛𝐴𝑚 (10.9)

Муу уусдаг электролитийн уусмал дахь ионы идэвх нь концентрацитайгаа тэнцүү байдаг

учраас тэгшитгэл (10.10)-ийг уусмал дахь ионы коцентрацийг ашиглан бичвэл:

[𝐾+]𝑛[𝐴−]𝑚 = 𝐾[𝐾𝑛𝐴𝑚] = 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡 (10.10)

Муу уусдаг электролитийн ханасан уусмал дахь ионы концентрацийг харгалзах

стехиометрийн коэффициентээр зэрэгт дэвшүүлсэн үржвэр нь тогтвортой нөхцөлд ямагт

тогтмол утгатай байна. Энэ үржвэрийг муу уусдаг электролитийн уусахын үржвэр (УҮ) гэж

нэрлэдэг.

УҮ = [𝐾+]𝑛 ∙ [𝐴−]𝑚 (10.11)

Жишээлбэл: Ag2S-ийн уусахын үржвэр 250С-д УҮ = [𝐴𝑔+]2 ∙ [𝑆2−] = 5.9 ∙ 10−52 байдаг.

Уусахын үржвэр хэдий чинээ бага байна, уусах чанар төдийн чинээ сул байна. Зарим муу

уусдаг электролитийн уусахын үржвэрийн утгыг хүснэгт 10.3-т үзүүлэв.

Хүснэгт 10.3

Усанд муу уусдаг давсны уусахын үржвэр (250C)

Давс Уусахын үржвэр Давс Уусахын үржвэр

ZnS 7.4∙10-27 AgCl 1.7∙10-10

AgI 1.5∙10-16 BaSO4 1.08∙10-10

Hg2Cl2 1.15∙10-18 CaCO3 8.7∙10-9

AgCN 7∙10-15 PbSO4 1.58∙10-8

CaF2 4∙10-11 CaSO4 6.3∙10-5

Уусахын үржвэрийн тусламжтайгаар муу уусдаг электролитийг усанд ямар хэмжээгээр

уусгахад тундас үүсэхгүй уусмал гаргаж болохыг тогтоож болно.

ӨӨРИЙГӨӨ ШАЛГАХ ТЕСТ

10.1 Диссоциацийн зэрэг ямар утгатай байхад дунд зэргийн хүчтэй электролитод

тооцогддог.

A. 𝛼 = 1 B. 𝛼 ≈ 0.3 C. 𝛼 > 0.3 D. 𝛼 < 0.3

10.2 Уусмалын [H+] = 10-2 моль/л бол [OH-] нь хэд байх вэ?

A. 10-12моль/л B. 10-2моль/л C. 10-4моль/л D. 10-8моль/л

10.3 Цууны хүчлийн 0.2 М –ийн уусмалын диссоциацийн зэрэг 1.25·10-2 бол хүчлийн

диссоциацийн тогтмолыг ол.

А. 3.1·10-5 B. 2.64·10-4 C. 3.1·10-4 D. 2.64·10-8

10.4 BaCl2-ийн уусмалын диссоциацийн зэрэг 0.5 бол изотоник коэффициентийг ол.

А. 3.1 B. 1.6 C. 2.0 D. 2.6

10.5 Дараах хүчлүүдийн аль нь сул электролит болох вэ?

А. HCl B. H2SO4 C. H2S D. H2SO3

10.6 Дараах хүчлүүдийн аль нь дунд зэргийн хүчтэй электролит болох вэ?

А. HCl B. H2SO4 C. H2S D. H2SO3

10.7 NaOH - ийн 0.01 М концентрацитай уусмалын устөрөгчийн илтгэгчийг ол.

A. 24 B. 20 C.16 D. 12

10.8 Шоргоолжны хүчлийн 0,3 М концентрацитай уусмалын диссоциацийн тогтмол нь

2,110-4 болно. Энэ хүчлийн уусмалын диссоциацын зэргийг ол.

A. 1.64% B. 2.64 % C. 3.64% D. 4.64%

10.9 Дараах уусмалуудын рН- ийг тооцоол. Үүнд: а/ 2.810-4 М Ba(OH)2, б/ 5.210-4 М

HNO3.

A. (а.13.44, б. 1.28) B. (а.10.44, б. 1.28)

C. (а.10.44, б. 3.28) D. (а.11.44, б. 2.28)

10.10 PbBr2 -ийн уусанд уусах чанар 250С-д 1.32∙10-2 моль/л байдаг бол түүний уусахын

үржвэрийг ол.

A. 8.2∙10-6 B. 9.2∙10-6 C. 10.2∙10-6 D. 11.2∙10-6

Тестийн хариу:

10.1 10.2 10.3 10.4 10.5 10.6 10.7 10.8 10.9 10.10