Keemias sellise huvitava nähtuse nagu elektrolüütiline dissotsiatsioon avastamise ajalugu sai alguse 1887. aastal, kui Rootsi keemik Svante Arennius pakkus vesilahuste elektrijuhtivust uurides välja, et sellistes lahustes võivad ained laguneda laetud osakesteks – ioonideks. Need ioonid on liikumises, liikudes elektroodidele, nii positiivselt laetud katoodile kui ka negatiivselt laetud anoodile. Seda lagunemisprotsessi nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks; see on elektrivoolu ilmnemise põhjus lahustes.
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria
Avastaja S. Ahrenniuse koos W. Oswaldiga välja töötatud klassikaline elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria eeldas ennekõike, et molekulide lagunemine ioonideks (dissotsiatsioon ise) toimub elektrivoolu mõjul. Seejärel selgus, et see polnud täiesti tõsi, kuna ilmnes ioonide olemasolu vesilahustes, sõltumata sellest, kas vool läbis neid või mitte. Seejärel kujundas Svante Ahrennius uue teooria, mille põhiolemus seisneb selles, et elektrolüüdid lagunevad lahusti mõjul spontaanselt ioonideks. Ja ioonide olemasolu loob ideaalsed tingimused elektrijuhtivuse jaoks lahuses.
Umbes selline näeb skemaatiliselt välja elektrolüütiline dissotsiatsioon.
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni suur tähtsus lahustes seisneb selles, et see võimaldab kirjeldada hapete, aluste ja soolade omadusi ning edaspidi peatume sellel üksikasjalikult.
Hapete elektrolüütiline dissotsiatsioon
N 3 PO 4 ⇄ N + N 2 PO- 4 (esimene etapp)
N 2 PO 4 ⇄ N + NPO 2 - 4 (teine etapp)
N 2 PO 4 ⇄ N+ PO Z - 4 (kolmas etapp)
Nii näevad välja hapete elektrolüütilise dissotsiatsiooni keemilised võrrandid. Näites on näidatud fosforhappe H 3 PO 4 elektrolüütiline dissotsiatsioon, mis laguneb vesiniku H (katioonideks) ja anoodoonideks. Pealegi toimub paljude aluseliste hapete dissotsiatsioon reeglina alles esimeses etapis.
Aluste elektrolüütiline dissotsiatsioon
Alused erinevad hapetest selle poolest, et nende dissotsieerumisel tekivad katioonidena hüdroksiidioonid.
Näide keemilise dissotsiatsiooni põhivõrrandist
KOH ⇄ K + OH-; NH 4 OH ⇄ NH+ 4 + OH-
Aluseid, mis lahustuvad vees, nimetatakse leelisteks, neid pole nii palju, peamiselt leelis- ja leelismuldmuldalused, nagu LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH ja Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH)2, Ra(OH)2
Soolade elektrolüütiline dissotsiatsioon
Soolade elektrolüütilise dissotsiatsiooni käigus tekivad katioonidena metallid, samuti ammooniumi katioon NH 4 ning happejäägid muutuvad anioonideks.
(NH4) 2SO 4 ⇄ 2NH+ 4 + SO 2-4; Na3PO 4 ⇄ 3Na + PO 3-4
Näide soolade elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrandist.
Elektrolüütiline dissotsiatsioon, video
Ja lõpuks õppevideo meie artikli teemal.
SRÜ HARIDUS- JA TEADUSMINISTEERIUM
GOU VPO TVER RIIKÜLIKOOL
KEEMIATEHNOLOOGIA TEADUSKOND
Kokkuvõte keemia ajaloost
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria päritolu. Lahendusteooria tekkimine.
Lõpetatud:
Ilyina N.V.
Selina T.Yu.
TVER 2012
SISUKORD
Sissejuhatus 3
1 Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria päritolu
1.1 TEDi asutaja on S. Arrhenius 4
1.2 Uued ideed soolade, hapete ja aluste kohta 6
1.3 TEDi edasiarendamine 7
2 Võitlus TEDi tunnustamise eest
2.1 TED ja D.I.Mendelejev 11
2.2 TED Venemaal 13
3 Lahenduste teooria
3.1 Lahuste keemiline teooria D.I. Mendelejeva 16
3.2 Van't Hoffi osmootne teooria 18
3.3 Mittevesilahused 19
3.4 Lahendusteooria edasiarendus 24
Järeldus 25
Viited 26
SISSEJUHATUS
Kahele mehele palju kingitusi
Ion pani selle selga:
Katya jaoks toob ta oma plussi,
Anya jaoks kannab Ta oma miinust.
Juba elektrinähtuste uurimise koidikul märkasid teadlased, et voolu võivad juhtida mitte ainult metallid, vaid ka lahused. Kuid mitte kõik. Seega juhivad lauasoola ja teiste soolade vesilahused, tugevate hapete ja leeliste lahused hästi voolu. Äädikhappe, süsinikdioksiidi ja vääveldioksiidi lahused juhivad seda palju halvemini. Kuid alkoholi, suhkru ja enamiku teiste orgaaniliste ühendite lahused ei juhi elektrit üldse.
Inglise füüsik Michael Faraday 19. sajandi 30ndatel, uurides elektrivoolu läbimise seadusi läbi lahuste, võttis kasutusele mõisted "elektrolüüt", "elektrolüüs", "ioon", "katioon", "anioon". . Elektrolüüt on aine, mille lahus juhib elektrivoolu. See juhtub laetud osakeste – ioonide – liikumise tulemusena lahuses. Laetud osakeste lahustesse ilmumise põhjus oli aga täiesti ebaselge.
Rootsi füüsik ja keemik Svante Arrhenius pakkus 1887. aastal vesilahuste elektrijuhtivust uurides välja, et sellistes lahustes lagunevad ained laetud osakesteks – ioonideks, mis võivad liikuda elektroodidele – negatiivselt laetud katoodiks ja positiivse laenguga anoodiks. See on lahenduste elektrivoolu põhjus. Seda protsessi nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks (sõnasõnaline tõlge - lõhenemine, lagunemine elektri mõjul). See nimi viitab ka sellele, et dissotsiatsioon toimub elektrivoolu mõjul. Edasised uuringud näitasid, et see pole nii: ioonid on lahuses ainult laengukandjad ja eksisteerivad selles sõltumata sellest, kas vool läbib lahust või mitte.
Paljud teadlased - Arrheniuse kaasaegsed - ei nõustunud tema teooriaga. Paljudel neist polnud sel ajal veel selget arusaama, mille poolest erinevad ioonid neutraalsetest aatomitest. Seetõttu sai Arrheniuse väitekiri hulga negatiivseid hinnanguid. Arrheniuse leppimatumate vastaste seas oli D. I. Mendelejev, kes lõi lahenduste "keemilise" teooria, erinevalt Arrheniuse "füüsikalisest" teooriast. Uue teooria edasised edusammud olid aga nii muljetavaldavad ja selle tunnustamine (isegi kui mitte universaalne) oli nii entusiastlik, et sellel taustal ununesid kõik kahtlused. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria selgitas veenvalt paljusid fakte, mis olid juba ammu teada, kuid jäid siiski ebaselgeks.
19. sajandi keskpaigaks kasvas teadlaste huvi lahenduste olemuse vastu. Üha selgemaks saab, et ilma lahenduste olemust teadmata on võimatu uurida paljusid nähtusi ja tungida erinevate tootmisprotsesside olemusse. Seoses keemiatootmise arendamisega on tungiv vajadus uurida erinevate lahuste omadusi ja koostist. Paljud selle perioodi teadlased pidasid lahuseid teatud lahustunud ühendite mehaanilisteks segudeks lahusti molekulidega. Lahenduste teooria sai suurima arengu D.I. Mendelejevi põhitöödes.
- ELEKTROLÜÜTILISE DISSOTSIATSIOONI TEOORIA ALGUSED
1.1 ELEKTROLÜÜTILISE DISSOTSIATSIOONI ALUSTAJA - S. ARRENIUS
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria tekkimise ajalugu on seotud Rootsi füüsiku ja keemiku Svante Arrheniuse (1859-1927) nimega. Ta on kirjutanud 200 teaduslikku artiklit keemia, füüsika, geofüüsika, meteoroloogia, bioloogia ja füsioloogia valdkonnas.
ARRHENIUS, Svante August. Rootsi füüsikaline keemik Svante August Arrhenius sündis Uppsala lähedal Wijki mõisas. Ta oli Caroline Christina (Thunberg) ja mõisahalduri Svante Gustav Arrheniuse teine poeg. Arrheniuse esivanemad olid põllumehed. Aasta pärast poja sündi kolis pere Uppsalasse, kus S.G.Arrhenius liitus Uppsala ülikooli inspektorite nõukoguga. Uppsala katedraalikoolis käies näitas Arrhenius erakordseid võimeid bioloogias, füüsikas ja matemaatikas.
1876. aastal Arrhenius astus Uppsala ülikooli, kus õppis füüsikat, keemiat ja matemaatikat. Aastal 1878 Talle omistati loodusteaduste bakalaureusekraad. Järgmiseks kolmeks aastaks jätkas ta aga Uppsala ülikoolis füüsikaõpinguid ning 1881. a. läks Stockholmi, Rootsi Kuninglikku Teaduste Akadeemiasse, et Erik Edlundi eestvedamisel jätkata teadustööd elektrivaldkonnas.
Aastal 1884 Arrhenius jätkab oma doktorikraadi omandamist Uppsala ülikoolis. Ja 1886. aastal Arrheniusest saab Rootsi Kuningliku Teaduste Akadeemia stipendiaat, mis võimaldas tal töötada ja teha uurimistööd välismaal. Järgmise viie aasta jooksul töötas ta Riias koos Ostwaldiga, Würzburgis Friedrich Kohlrauschiga (siin kohtus ta Walter Nernstiga), Grazi ülikoolis koos Ludwig Boltzmanniga ja Amsterdamis koos Jacob van't Hoffiga. Naastes 1891. aastal Stockholmi, hakkas Arrhenius Stockholmi ülikoolis füüsika loenguid pidama ja 1895. aastal. saab seal professuuri. 1897. aastal ta on ülikooli rektori ametikohal.
Aastal 1903 Arrhenius pälvis Nobeli keemiaauhinna "tunnustamiseks tema elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria erilise tähtsuse eest keemia arengule". Rootsi Kuningliku Teaduste Akadeemia nimel kõnelenud H.R. Terneblad rõhutas, et Arrheniuse iooniteooria pani elektrokeemiale kvalitatiivse aluse, „võimaldab sellele rakendada matemaatilist lähenemist”. "Arrheniuse teooria üks olulisemaid tulemusi," ütles Terneblad, "on selle kolossaalse üldistuse lõpuleviimine, mille eest van't Hoffile anti esimene Nobeli keemiaauhind."
Arrhenius sai palju auhindu ja tiitleid. Nende hulgas: Londoni Kuningliku Seltsi Davy medal (1902), esimene Ameerika Keemiaühingu Willard Gibbsi medal (1911), Briti Keemiaühingu Faraday medal (1914). Ta oli Rootsi Kuningliku Teaduste Akadeemia liige, Londoni Kuningliku Seltsi ja Saksa Keemiaühingu välisliige. Arrheniusele omistati paljude ülikoolide, sealhulgas Birminghami, Edinburghi, Heidelbergi, Leipzigi, Oxfordi ja Cambridge'i ülikoolide aukiri.
Huvitav on see, et idee, mis sai selle teooria aluseks, tekkis täiesti erineva probleemi lahendamiseks tehtud katsete põhjal.
Vastavalt Yu.I. Solovjov, „olles veel Uppsala ülikooli üliõpilane, kuulas S. Arrhenius oma õppejõu professori P.T. loenguid. Kleve sai teada, et on võimatu määrata nende ainete molekulmassi, mis nagu roosuhkur ei lähe gaasilisse olekusse. Keemiale “suure kasu” toomiseks otsustab noor teadlane määrata soolade elektrijuhtivuse lahustes, mis sisaldavad koos veega suurel hulgal mitteelektrolüüte. Seejuures lähtus ta põhimõttest, et mida suurem on lahusti molekulmass, seda suurem on elektrolüüdi lahuse takistus. Selline oli algne tööplaan.
Kuid esimeste tähelepanekute tulemusena kaotab S. Arrhenius huvi kavandatud teema vastu. Teda kannab uus mõte. Mis juhtub lahuses oleva elektrolüüdi molekuliga? Noor teadlane mõistis, et selle probleemi edukas lahendus heidaks ereda valguse lahenduste tumedale alale. Niisiis hakkab S. Arrhenius lahustunud mitteelektrolüüdi molekulmassi määramise asemel intensiivselt uurima elektrolüüdi molekuli olekut lahuses.
Töö uues suunas andis peagi suurepäraseid tulemusi. Erineva kontsentratsiooniga elektrolüütide vesilahuste elektrijuhtivuse mõõtmisel saadud andmed võimaldasid S. Arrheniusel teha julge järelduse: elektrolüüdi molekulid dissotsieeruvad ioonideks ilma voolu mõjuta ja dissotsiatsiooniaste suureneb lahjendamisel. Nagu meile praegu tundub, oli see näiliselt ilmne ja lihtne järeldus katseandmete põhjal. Kuid S. Arrheniuse jaoks polnud see sugugi lihtne, sest see järeldus hävitas tahked, "graniiditaolised" traditsioonilised ideed soolade, hapete ja aluste molekulide oleku kohta lahuses.
S. Arrhenius kartis isegi oma mõtteid kategoorilises vormis väljendada, muutes oma teooria põhisätted mitte väga selgete terminitega keeruliseks. Fakt on see, et tal polnud aimugi, kust tuleb elektrolüüdi molekulide (või kristallide) ioonideks purustamiseks vajalik energia. Ja see energia on märkimisväärne. Kui võtta näiteks üks mool lauasoola ja see ioonideks laiali ajada, läheb vaja 800 kJ energiat. Nii suurt energiat on vaja selleks, et ületada Coulombi külgetõmmet kristallides või elektrolüüdi molekulides olevate vastaslaenguga ioonide vahel.
Ja ometi viisid S. Arrheniuse ja teiste teadlaste katsed järjekindlalt järeldusele, et ioonid on elektrolüütide lahustes olemas, sõltumata sellest, kas neile mõjub elektriväli või mitte. Ja see andis S. Arrheniusele kindlustunde, et tal on õigus. Arrheniuse teooriat tervitati erinevalt: mõned teadlased olid entusiastlikud, teised vaenulikud. See on arusaadav. Sellel oli palju eeliseid, kuid mitte vähem puudusi.
1.2 UUED TEADMISED SOOLADE, HAPETE JA ALUSTE KOHTA
S. Arrhenius lõi praktiliselt uusi ideid hapete, aluste ja soolade kohta. Hapet pidas ta ühendiks, mis dissotsieerub vesilahuses vesinikioonide eraldamisega. Näiteks:
HCl « H + + Cl -
H 2SO 4 « 2H + + SO 4 2-
Siit sai selgeks, miks hapetel on mitmeid ühiseid omadusi. Hapu maitse, indikaatori sama värvus, vesiniku vabanemine aktiivsete metallide toimel - kõigi nende omaduste eest vastutasid hapete dissotsiatsioonil tekkinud vesinikioonid.
Ta pidas aluseks ühendit, mis dissotsieerub vesilahuses, moodustades hüdroksiidioonid:
KOH « K + + OH -
Ca(OH) 2 « Ca 2+ + 2OH -
Siis selgusid aluste üldised omadused. Mõru maitse, seebine tunne, identne reaktsioon indikaatoritele - see on kõik OH-ioonide "käsitöö".
S. Arrhenius selgitas hapete ja aluste erinevat elektrijuhtivust nende erineva dissotsieerumisvõimega. Nõrkadeks nimetas ta hästi dissotsieeruvaid happeid või aluseid, mis toodavad lahustes palju ioone, tugevaid ja halvasti dissotsieeruvaid, mis moodustavad vähe ioone. Elektrolüütide “tugevuse” iseloomustamiseks võttis S. Arrhenius kasutusele uue mõiste – elektrolüütilise dissotsiatsiooni astme. Nüüd on selgunud, miks äädikhappe lahus juhib elektrivoolu halvemini kui sama kontsentratsiooniga väävelhappe lahus.
1.3 Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria edasiarendus
Suure tähtsusega dissotsiatsiooniteooria edasiarendamiseks oli Van't Hoffi kuulus teos “Keemiline tasakaal gaaside ja lahjendatud lahuste süsteemides” (1885), milles tehti kindlaks, et sulamistemperatuuri tegelik vähenemine soolade, hapete ja aluste aururõhk ja osmootne rõhk on väiksem kui Raoult' seaduse järgi teoreetiliselt arvutatud. Need ebakõlad kinnitasid dissotsiatsiooniteooria sätteid, mille kohaselt laguneb vesilahuses olev elektrolüüt vabalt liikuvateks ioonideks.
VANT-HOFF (van't Hoff), Jakob Henrik Hollandi keemik Jakob Henrik Van't Hoff sündis Rotterdamis arst Jakob Henrik Van't Hoffi peres. Van't Hoff vanemate nõudmisel alustas inseneriõpinguid Delfti polütehnilises koolis.Van't Hoff läbis kahe aastaga kolmeaastase koolitusprogrammi ja sooritas lõpueksami paremini kui keegi teine.
Aastal 1871 sai Van't Hoffist Leideni ülikooli loodus- ja matemaatikateaduskonna üliõpilane. Järgmisel aastal siirdus ta Bonni ülikooli, et õppida keemiat Friedrich August Kekule käe all. Kaks aastat hiljem jätkas Van't Hoff õpinguid Pariisi ülikoolis, kus ta lõpetas väitekirja. Naastes Hollandisse, esitas ta naise kaitsmiseks Utrechti ülikoolis.
Van't Hoff laiendas tetraeedrilise süsinikuaatomi mõistet ühenditele, mis sisaldavad süsinik-süsinik kaksiksidet (kaks tetraeedrit jagavad ühte serva) ja kolmiksidemeid (kaks tetraeedrit jagavad ühist serva). Van't Hoff ei julgenud oma teooriat doktoritööna esitada. Selle asemel kirjutas ta väitekirja tsüanoäädik- ja maloonhapetest ning sai 1874. aastal keemiadoktori kraadi.
Van't Hoffi teaduskarjäär edenes aeglaselt. Algul pidi ta andma eratunde keemias ja füüsikas ning alles 1876. aastal sai ta Utrechti Kuninglikus Veterinaarkoolis füüsika lektori koha. Järgmisel aastal saab temast teoreetilise ja füüsikalise keemia õppejõud (ja hiljem professor) Amsterdami ülikoolis. Siin pidas ta järgmise 18 aasta jooksul igal nädalal viis loengut orgaanilisest keemiast ja ühe loengu mineraloogiast, kristallograafiast, geoloogiast ja paleontoloogiast ning juhatas ka keemialaborit.
1901. aastal sai Van't Hoff esimeseks Nobeli keemiapreemia laureaadiks, mis anti talle "tunnustamiseks, kui suur tähtsus on tema keemilise dünaamika ja lahuste osmootse rõhu seaduste avastamisel". Van't Hoffi esindaja Rootsi Kuningliku Teaduste Akadeemia nimel, S.T. Odner nimetas teadlast stereokeemia rajajaks ja üheks keemilise dünaamika doktriini loojaks ning rõhutas ka, et van’t Hoffi uurimused aitasid oluliselt kaasa füüsikalise keemia märkimisväärsetele saavutustele.
Lisaks Nobeli preemiale pälvis Van't Hoff Londoni Kuningliku Seltsi Davy medali (1893) ja Preisi Teaduste Akadeemia Helmholtzi medali (1911). Ta oli Hollandi Kuningliku ja Preisi Teaduste Akadeemia, Briti ja Ameerika Keemiaühingute, Ameerika Rahvusliku Teaduste Akadeemia ja Prantsuse Teaduste Akadeemia liige. Van't Hoffile omistati Chicago, Harvardi ja Yale'i ülikooli aukraad.
1887. aasta kevadel töötas Arrhenius Würzburgis koos F. Kohlrauschiga. „Veidi enne seda, kui ma Würzburgist lahkusin (märts 1887),“ meenutas Arrhenius, „ma sain Van’t Hoffi teose, mille avaldas Rootsi Teaduste Akadeemia. Vaatasin selle ühel õhtul pärast oma igapäevatöö lõpetamist instituudis läbi. Mulle sai kohe selgeks, et elektrolüütide kõrvalekalle vesilahuses van’t Hoff-Raoulti külmumistemperatuuri alandamise seadustest on kõige veenvam tõend nende ioonideks lagunemisest. Nüüd oli minu ees kaks võimalust dissotsiatsiooniastme arvutamiseks: ühelt poolt külmumispunkti langetamine, teiselt poolt juhtivuse järgi. Mõlemad andsid enamikul juhtudel sama tulemuse ja elektrolüütide dissotsiatsioonist võisin avalikult rääkida.
1887. aasta märtsis Van't Hoffile saadetud kirjas kirjutas Rootsi teadlane: „Mõlemad teooriad on alles oma väljatöötamise alguses ja ma loodan siiralt, et lähitulevikus ei heideta nende vahele mitte üks, vaid mitu silda. mõlemas valdkonnas." Ja nii see juhtuski. 1887. aastal ilmus W. Ostwaldi korraldatud "Füüsikalise keemia ajakirja" esimeses köites kuulus Arrheniuse artikkel "Vees lahustunud ainete dissotsiatsioonist". Siin on autor juba julgelt ja avameelselt väitnud, et elektrolüütide molekulid (soolad, happed, alused) lagunevad lahuses elektriliselt laetud ioonideks.
Pärast 1887. aastat ei kinnitanud S. Arrheniuse, W. Ostwaldi, N. Nernsti, M. Leblanci ja teiste teadlaste uuringud elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria põhisätete paikapidavust, vaid laiendasid oluliselt ka üksikute faktide hulka, saab teooriaga põhjendada.
Walter Friedrich Nernst (1864-1941), füüsikalise keemia professor Göttingenis ja Berliinis, 1920. aasta Nobeli keemiapreemia laureaat termodünaamika kolmanda seaduse avastamise eest, võrdles ioonide difusiooni kiirust ioonide kiirusega 1888. liikumine elektrolüüsi ajal näitas, et need numbrid langevad kokku . 1889. aastal töötas Nernst välja osmootse rõhu teooria ja elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria põhjal galvaanilise voolu tekitamise osmootse teooria.
Aastatel 1884-1886 õnnestus W. Ostwaldil leida palju andmeid, mis kinnitasid paralleelsust ainete keemilise aktiivsuse ja nende elektrijuhtivuse vahel. 1888. aastal pakkus ta välja meetodi hapete aluselisuse määramiseks nende lahuste elektrijuhtivuse järgi ja näitas, et keemilise reaktsiooni kiirus lahustes sõltub ainult lahustunud aine dissotsieerunud osast.
OSTWALD, Friedrich Wilhelm. Saksa keemik Friedrich Wilhelm Ostwald sündis Riias (Lätis). Ta oli osava kopteri Gottfried Ostwaldi ja Elisabeth (Leukel) Ostwaldi teine poeg. Riia reaalgümnaasiumis õppides tõestas Ostwald end hea õpilasena, kellel on ebatavaliselt lai huvide ring. Teda huvitasid füüsika, keemia, kirjandus ja joonistamine, lisaks mängis ta vioolat ja klaverit. Hoolimata sellest, et isa soovitas tal inseneriks õppida, tekkis Ostwaldis huvi keemia vastu ja ta sai 1872. aastal Dorpati (praegu Tartu) ülikooli keemiateaduskonna üliõpilane. Neli aastat hiljem omandas ta bakalaureusekraadi ja jäi Dorpatisse aspirantuuri, täites samal ajal eradotsendi (vabakutselise õpetaja) ametit.
1878. aastal omistati talle doktorikraad happe-aluse reaktsioonide optilise murdumisnäitaja väitekirja eest. Töötades füüsik Arthur von Oettingeni assistendina ning õpetades kohalikus koolis füüsikat ja keemiat, jätkas Ostwald füüsikaliste omaduste rakendamise uurimist keemiliste reaktsioonide analüüsimisel. 1881. aastal valiti ta Riia Polütehnilise Instituudi keemiaprofessoriks. Järgnevatel aastatel kirjutas ta mitmeid õpikuid, mis mängisid olulist rolli füüsikalise keemia kui iseseisva distsipliini loomisel.
1884. aastal sai Ostwald Svante Arrheniuse vastuolulise doktoritöö teksti, mis esitati kaitsmiseks Uppsala ülikoolis. Arrhenius pakkus oma väitekirjas välja teooria, mis selgitab hapete ja aluste dissotsiatsiooni vesilahustes elektriliselt laetud ioonideks. Kuna tol ajal valitses arvamus, et vastupidiselt laetud osakesed ei saa lahuses koos eksisteerida, sai Arrheniuse töö Uppsala ülikoolis madala hinnangu. Ostwald leidis aga, et tema ideed väärivad tähelepanu ja rakendas neid kohe omaenda happeafiinsuse uuringute tulemuste kontrollimiseks. "Kasutades mõneks päevaks laenatud vastupanupoodi telegraafist (kaua nad ilma selleta ei saanud) ... tegin peagi katseid kõigi käepärast olevate hapetega, mida teised teadlased mulle varustasid," Ostwald hiljem. meenutas: "Avastasin kasvava põnevusega, et tulemused kinnitasid üksteise järel ennustusi ja ootusi."
1909. aastal pälvis Ostwald Nobeli keemiaauhinna, "tunnustades tema tööd katalüüsi alal ning uuringute eest, mis käsitlevad keemilise tasakaalu ja reaktsioonikiiruste kontrollimise aluspõhimõtteid". Rootsi Kuningliku Teaduste Akadeemia nimel esinedes juhtis Hans Hildebrand tähelepanu Ostwaldi avastuste väärtusele mitte ainult teooria arendamisel, vaid ka nende praktilistel rakendustel, nagu väävelhappe tootmine ja indigovärvide süntees. Hildebrand ennustas ka, et katalüüsi keemia aitaks oluliselt kaasa ensüümi funktsiooni mõistmisele. Elu viimastel aastatel osales Ostwald erinevates haridus-, kultuuri- ja reformiliikumistes, sealhulgas internatsionalistlikus, patsifistlikus ja loodusvarade kaitse liikumises. Ta oli aktiivne paljudes rahvusvahelistes teadusühingutes, sealhulgas Rahvusvahelises Aatommasside Komisjonis ja Rahvusvahelises Keemiaühingute Assotsiatsioonis. Ostwald tegeles ka rahvahariduse ja teadlaste koolitamise küsimustega.
Ka 1888. aastal leidis W. Ostwald mustri, mis ühendab elektrolüüdi dissotsiatsiooniastet selle kontsentratsiooniga. Aastatel 1884-1886 tegi ta kindlaks, et hapete elektrijuhtivus suureneb lahjendamisel – asümptootiliselt lähenedes teatud piirväärtusele. Ta leidis, et nõrkade hapete (merevaikhape jne) ja aluste lahuste puhul on molekulaarse elektrijuhtivuse suurenemine lahjendamisel palju märgatavam kui tugevate hapete, nagu väävelhape jne. Ühes 1888. aastal kirjutatud töös on W. Ostwald esitas lahjendusseaduse matemaatilise sõnastuse. Ta võrdles elektrolüüdi elektrijuhtivust lõpmatult suure lahjenduse piiriga.
Uus seadus sai vesilahuste keemia jaoks fundamentaalseks. "W. Ostwaldi lahjendusseadus," kirjutab Yu.I. Solovjov kinnitas elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooriat ja võimaldas määrata elektrolüüdi molekulide dissotsiatsiooniastme sõltuvust lahuse kontsentratsioonist. Seejärel testiti seda seadust korduvalt. Leiti, et see ei kehti tugevate elektrolüütide ja kontsentreeritud lahuste puhul. 19. sajandi lõpu ja 20. sajandi alguse teadlastel kulus palju uuringuid, et selgitada põhjust, miks tugevad elektrolüüdid ei allunud lahjendusseadusele. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria viljakus väljendus eriti selgelt selles, et seda kasutati edukalt paljude keemiliste reaktsioonide mehhanismide ja erinevate, näiteks komplekssete ühendite olemuse selgitamiseks.
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria suutis ühendada nii lahuste teooria kui ka elektrokeemilise teooria. Nagu Arrhenius ennustas, ühinesid mõlemad voolud üheks. Ostwald kirjutas 1889. aastal, et pärast mehaanilise soojusteooria rajamist polnud füüsikateadustes ühtegi nii kõikehõlmavat ideed kui Van’t Hoffi ja Arrheniuse lahendusteooria.
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooriat täiustati hiljem tänu eelkõige N. Bjerrumi, P. Debye ja E. Hückeli tööle. Nad arendasid välja I. Van Laari varem väljendatud ideed, et tugevate elektrolüütide ebatavaline käitumine on seletatav Coulombi jõudude toimega.
- VÕITLUS ELEKTROLÜÜTILISE DISSOTSIATSIOONI TEOORIA TUNNISTAMISEKS
Võitluses osalesid peaaegu kõik tolleaegsed suuremad füüsikakeemikud. See viis vaidlusi tekitavate küsimuste arutamise käigus esile kerkinud mitmete uute probleemide uurimiseni. Arutelu oli rangelt teaduslik, põhimõtteline ja loov. Tema moto oli – ei mingeid alusetuid avaldusi ja tühje deklaratsioone. Teadlased tegutsesid relvastatud eksperimentaalsete faktide ja uute hüpoteesidega. See seletab sellise võitluse viljakust, mis andis tõuke teaduse edasiliikumisele.
Pika arutelu käigus püstitati nii keemiline kui ka füüsikaline lahendusteooria kõige keerulisemate, segasemate küsimustega, mis nõudsid radikaalset lahendust. See sundis arutelus osalejaid üksikute sätete üle sügavalt järele mõtlema ja uusi eksperimente läbi viima.
Mis on põhjus, miks elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria on põhjustanud keemikute peaaegu täieliku vastuseisu? Peamine põhjus oli see, et uus teooria oli sügavas vastuolus tol ajal domineerinud teoreetiliste kontseptsioonide ja eksperimentaalsete andmetega. Enamikul keemikutel on vankumatu usk, et elektrolüüdi lagunemine lahuses toimub ainult elektrivoolu mõjul. Laialt tunnustati ka tõestamata tõsiasja, et näiteks naatriumkloriidi vesilahus sisaldab ainult selle molekule. Nad arvasid nii, sest kui lahus aurustub, saadakse sama naatriumkloriid, mis võeti enne lahustumist.
V. Ostwald meenutas, millise üllatusega küsis Arrheniuse õpetaja, kuulus keemik P. Kleve, osutades klaasile kaaliumkloriidi vesilahusega: „Kuid on jabur tunnistada koos Arrheniusega, et lahustunud kaaliumkloriidis. kas kloor ja kaalium on üksteisest eraldatud?
Inglise teadlane T. Fitzpatrick ei saanud näiteks 1888. aastal eeldada "vabade" aatomite olemasolu lahuses, sest kui lahuses oleks vabu klooriaatomeid, peaks lahusel olema mõned kloori omadused. lahendus. Arrheniuse teooria vastas sellele küsimusele lihtsalt. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni käigus tekivad näiteks lauasool, mitte naatriumi- ja klooriaatomid, vaid ioonid, millel on elektrilaengu tõttu erilised omadused, mis erinevad järsult elektriliselt neutraalsete aatomite omadustest.
Selgusetuks jäi aga, millised põhjused määravad vabade laetud ioonide ilmumise, millised on nende olemasolu tingimused lahustes? Kust tuleb energia tugevate ühendite lagunemiseks lahustumisel? S. Arrhenius ei osanud neile küsimustele vastust anda. Fakt on see, et ta pidas lahustit - vett - inertseks keskkonnaks, mis ei interakteeru ioonidega. Kuid see on täiesti vale. Ja esimene, kes arvas lahustuva aine ja lahusti keemilisest koostoimest, oli Dmitri Ivanovitš Mendelejev.
2.1 ELEKTROLÜÜTILISE DISSOTSIATSIOONI TEOORIA JA D.I. MENDELEEV
D.I. Mendelejev jälgis tähelepanelikult selle uue teooria arengut, kuid hoidus selle kategoorilisest hinnangust. Ta uurib üksikasjalikult mõningaid argumente, millele elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria pooldajad pöörduvad, tõestades soolade ioonideks lagunemise fakti, sealhulgas külmumistemperatuuri langust ja muid lahuste omadustega määratud tegureid. Tema “Märkus lahustunud ainete dissotsiatsiooni kohta” on pühendatud neile ja teistele selle teooria mõistmisega seotud küsimustele.
Ta räägib lahustite ühinemisvõimalusest lahustunud ainetega ja nende mõjust lahuste omadustele. Kategoorilist väidet tegemata juhib D. I. Mendelejev samal ajal tähelepanu vajadusele mitte jätta tähelepanuta protsesside mitmepoolse kaalumise võimalust: „Enne ioonideks M + X dissotsiatsiooni äratundmist soolalahuses MX järeldub, et kogu lahuste kohta käiva teabe vaimus otsige MX-soolade vesilahuseid MOH + HX osakesi tekitava H2O mõju või MX(n+1)H2O hüdraatide dissotsiatsiooni MOHmH2O + HX(n-m)H2O hüdraatideks või isegi suunata MXnH2O hüdraadid üksikutesse molekulidesse. Sellest järeldub, et D.I.Mendelejev ei eitanud teooriat ennast, vaid pigem osutas selle arendamise ja mõistmise vajadusele, võttes arvesse järjekindlalt arendatud lahusti ja lahustunud aine vastastikmõju teooriat.
Pärast arvukaid katseid väävelhappe ja teatud soolade lahustega töötas ta välja lahuste keemilise teooria. Selle põhiidee on ligikaudu järgmine: aine lahustumisega vees kaasneb keemiline koostoime lahustunud aine ja vee vahel. D.I. Mendelejev nimetas sel juhul moodustunud ühendeid hüdraatideks ja teooriat ennast hüdraatideks. Tal õnnestus katsetes üsna usaldusväärselt tuvastada mõned hüdraadid.
Mendelejevi hüdratatsiooniteooria aitas teha palju olulisi järeldusi, sealhulgas selgitada, kust tuleb ioonide eraldamiseks vajalik energia. Ioonide ja lahustimolekulide vaheline väga tugev keemiline interaktsioon annab kristallvõre või elektrolüüdi molekulide hävitamiseks vajaliku energia. Vesilahuste puhul nimetatakse seda energiat hüdratatsioonienergiaks (Kreeka vees hydor) ja see võib ulatuda väga suurte väärtusteni; Seega on Na + katioonide hüdratsioonienergia peaaegu kaks korda suurem kui sideme katkemise energia Cl 2 molekulis. Katioonide ja anioonide eraldamiseks elektrolüüdikristallides on vaja ka palju energiat (seda nimetatakse kristallvõre energiaks). Selle tulemusena, kui katioonide ja anioonide hüdratatsiooni koguenergia lahuse moodustumisel on suurem kui kristallvõre energia (või elektrolüütide (nt HCl, H2SO4) aatomite vaheline sidumisenergia), kaasneb lahustumisega kuumutamisel ja kui vähem, siis lahuse jahutamisel. Sellepärast, kui vees lahustada selliseid aineid nagu LiCl, veevaba CaCl 2 ja paljud teised, siis lahus soojeneb ning KCl, KNO 3, NH 4 NO 3 ja mõnede teiste lahustumisel see jahtub. Jahutus võib olla nii tugev, et klaas, milles lahust valmistatakse, kattub väljastpoolt kastega ja võib isegi märja aluse külge külmuda.
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni mehhanismi saab käsitleda vesinikkloriidi näitel. H–Cl side on kovalentne, polaarne, HCl molekulid on dipoolid, mille Cl aatomil on negatiivne poolus ja H aatomil positiivne poolus.Veemolekulid on samuti polaarsed. Vesilahuses on HCl molekulid igast küljest ümbritsetud veemolekulidega, nii et H2O molekulide positiivsed poolused tõmbuvad HCl molekulide negatiivsete pooluste poole ja negatiivsed poolused HCl molekulide positiivsete pooluste poole. Selle tulemusena muutub H-Cl side tugevalt polariseerituks ja katkeb hüdraatunud H + katioonide ja Cl - anioonide moodustumisega: H 2 O dipoolid tõmbavad HCl molekulid eraldi ioonideks. Iga lahuses olev H + katioon on igast küljest ümbritsetud H 2 O dipoolidega, mille negatiivsed poolused on suunatud selle poole ja iga Cl – anioon on ümbritsetud vastupidise orientatsiooniga H 2 O dipoolidega. Sarnased protsessid toimuvad ka vees H 2 SO 4-ga. molekulid, muud polaarsete kovalentsete sidemetega molekulid, samuti ioonkristallidega. Need sisaldavad juba "valmis" ioone ja veedipoolide roll taandub katioonide eraldamisele anioonidest.
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria õnnestumistest kantud S. Arrhenius aga ei mõistnud ega tahtnud kuulata vastuväiteid oma teooria mõnele olulisele puudujäägile. Võimalik, et soov kaitsta oma teooriat rünnakute eest ja vajadus tõsiste muudatuste järele mõnes selle põhialuses takistasid Arrheniusel Mendelejevi õpetuse ratsionaalseid aspekte õigesti hindamast. Nii või teisiti arvas Arrhenius ise pikka aega, et anomaaliad ja vastuolud ületatakse elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria enda raames, kui koguneb täpne katsematerjal.
Arrheniuse, Ostwaldi, van't Hoffi vastustes kriitikale ei püütud oponentidega leppida ega kompromisse teha. Vastupidi, nad kritiseerisid üsna enesekindlalt ja teravalt oma vastaste teatud sätteid ning tõestasid oma seisukohtade õigsust. Aja jooksul kasvas elektrolüütilise dissotsiatsiooni pooldajate arv nii palju, et selle vastased hakkasid rääkima võitluses osalevast "metsikust ionistide hordist".
2.2 ELEKTROLÜÜTILISE DISSOTSIATSIOONI TEOORIA VENEMAL
Tulised vaidlused lahuste keemilise teooria ja elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria pooldajate vahel lahvatasid eriti Venemaal eelmise sajandi 90ndatel. Neil aastatel oli iga keemikute kongress või teadusliku keemiaühingu koosolek tuliste vaidluste ja säravate kõnede areen ühe või teise teooria kaitseks. Nii oli see Vene loodusuurijate ja arstide IX (1894) ja XI (1901) kongressil. Enne XI kongressi valis Venemaa Keemia Selts elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria kindla vastase D. P. Konovalovi algatusel ettekande teema füüsika ja keemia sektsiooni ühiskoosolekul “Teooria vastuväidete analüüs”. elektrolüütilisest dissotsiatsioonist” ja andis V.A. Kistjakovskile ülesandeks koostada käesolev aruanne selle teooria toetajana.
Kistjakovski, Vladimir Aleksandrovitš – Venemaa Nõukogude füüsikakeemik, NSVL Teaduste Akadeemia akadeemik (1929; korrespondentliige 1925). Sündinud Kiievis; kuulsa advokaadi Aleksander Fedorovitš Kistjakovski poeg (1833-1885). 1889. aastal lõpetas ta Peterburi ülikooli. Aastatel 1889-1890 töötas Leipzigi ülikoolis V.F.Ostwaldi laboris. Aastatel 1896-1903. Peterburi ülikooli eradotsent. Aastatel 1902-1903 assistent, 1903-1934 Peterburi (Leningradi) Polütehnilise Instituudi professor. NSVL Teaduste Akadeemia kolloid-elektrokeemia labori juhataja (1930-1935), NSVL TA kolloid-elektrokeemia instituudi direktor (1935-1939), füüsikalise keemia instituudi metallikorrosiooni osakonna juhataja (1939-1952).
Teaduslikud tööd on pühendatud lahuste, keemilise termodünaamika ja elektrokeemia uurimisele. Ta oli üks esimesi, kes esitas (1888) idee ühendada D.I. Mendelejevi ja Ostwaldi elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria lahenduste hüdratatsiooniteooria. Samaaegselt ja I. A. Kablukovist sõltumatult tutvustas ta (1889-1891) ioonide solvatatsiooni mõistet. Ta avastas (1904) reegli, mis käsitleb vedeliku keemistemperatuuri kapillaartõusu kõrguse sõltuvust molekulmassist (Kistjakovski reegel). Ta tuletas valemi, mis ühendab aururõhu kapillaarides pindpinevuse väärtuse ja vedeliku molekulmassiga. Ta tuvastas seosed aurustumissoojuse molaarväärtuste ja auru mahu keemistemperatuuril (1916), kokkusurutavusteguri ja vedeliku siserõhu (1918), aurustumissoojuse ja keemistemperatuuri vahel. seostamata vedelik (1922), sulamissoojus ja aatomite arv molekulis (1922). Ta koostas teoreetiliselt põhineva elektroodide potentsiaalide tabeli ning viis läbi uuringuid magneesiumi, kroomi, raua, alumiiniumi ja teiste metallide elektrokeemia vallas (1910). Ta arendas ideid metallide korrosiooni ja metallide elektrokristallimise protsesside kohta, mille pinnale moodustub õhuke kaitsekile, mis on õhuhapnikule läbimatu. Uuris (1929-1939) korrosiooninähtusi mitmefaasilise kokkupuute ajal. Kistjakovski uurimistöö tulemused on leidnud rakendust metallide korrosiooni eest kaitsmise praktikas, galvaniseerimise ja metallide rafineerimise tehnikates.
V.A. Kistjakovski oli nõus raportit tegema, ehkki mõistis selgelt, et tal pole lihtne rääkida autoriteetsete vene keemikute ees, kes enamasti olid elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria vastased.
V.A.Kistjakovski märkis oma raportis, et elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria on samm edasi kvantitatiivsete meetodite kasutuselevõtu suunas keemias. Tema arvates ei ole vabade ioonide hüpotees mitte ainult vastuolus, nagu väidavad tema vastased, olemasolevate füüsika aluspõhimõtetega, vaid vastupidi, on aine ja energia jäävuse põhimõtte ning Faraday seaduse otsene tagajärg. Ta näitas, et elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooriat kinnitavad üha enam uued faktid. Selle teooria andmeid dielektrilise konstandi ja molekulide seose õpetuse valguses seostatakse keemiaga. Seetõttu saab keemia abil kvalitatiivselt selgitada lahuste omadusi. Kistjakovski sõnul peaks teoreetiline keemia jääma "elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooriale, nagu teele, mis viib keemia laiale teoreetiliste teadmiste teele".
20. sajandi esimese kümnendi lõpupoole hakkasid vaibuma vaidlused lahuste keemilise teooria ja elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria pooldajate vahel. Ühisarutelu käigus selgusid paljud küsimused; Arrheniuse teooria teatud sätteid muudeti ja täiendati. Nende kahe teooria lähenemine toimus lahuste keemiliste omaduste, lahustumis-, assotsieerimis- ja kompleksi moodustumise protsesside uurimise edasise arenguga. Selgus, et mõlemal teoorial on õigus, et nad ei saa isegi üksteiseta “elada”, sest kirjeldavad sama nähtust erinevatest külgedest - ainete lahustumist.
Need teooriad ühendas vene keemik I. A. Kablukov. 1891. aastal ilmus tema raamat “Modern Theories of Solutions in Connection with the Doctrine of Chemical Equilibrium”. Selles näitas ta, et Mendelejevi keemiline teooria ja Arrheniuse elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria ei ole üksteisega vastuolus, vaid täiendavad üksteist, kui eeldada, et elektrolüüdid on dissotsieerunud hüdraatunud ioonideks.
Kablukov, Ivan Aleksejevitš - Venemaa Nõukogude füüsikakeemik. Külas sündinud. Preislased (praegu Moskva oblast) hambaarsti (vabastatud pärisorja) peres. 1880. aastal lõpetas ta Moskva ülikooli füüsika-matemaatikateaduskonna loodusteaduste osakonna, kus õppis V. V. Markovnikovi käe all keemiat. Aastatel 1881-1882 töötas Peterburi ülikoolis A.M.Butlerovi keemialaboris, misjärel jätkas tööd Moskva ülikoolis koos V.V.Markovnikoviga. Aastatel 1882-1884 õpetas Moskva kõrgematel naiskursustel, alates 1885. aastast. – Moskva ülikooli eradotsent. 1889. aastal töötas ta Leipzigi ülikoolis V.F.Ostwaldi laboris S.Arrheniuse juhatusel. Alates 1899. aastast - Moskva Põllumajandusinstituudi professor, aastast 1903 - Moskva Ülikooli professor. NSVL Teaduste Akadeemia auliige (1932; korrespondentliige 1928), RSFSR austatud teadlane (1929), Moskva ülikooli austatud professor (alates 1910).
Tööd puudutavad peamiselt mittevesilahuste elektrokeemiat. Uurinud (1889-1891) elektrolüütide elektrijuhtivust orgaanilistes lahustites; tuvastas mittevesilahuste anomaalse juhtivuse ja selle suurenemise, kui alkoholilahustele lisatakse vett. Nende tähelepanekute põhjal pakkus ta välja, et lahustite ja lahustunud aine vahel on keemiline koostoime.
Anorgaanilise ja füüsikalise keemia õpikute (“Anorgaanilise keemia alused”, “Termokeemia”, “Füüsikaline ja kolloidkeemia”), rea keemia ajalugu käsitlevate tööde autor. Tuntud kui silmapaistev õpetaja ja teaduse populariseerija. Ta osales aktiivselt teadusühingute - Venemaa füüsikalis-keemiliste jt.
Kablukov tõestas, et elektrolüütide lahustumisega vees kaasneb nende dissotsiatsioon, kuid tekkivad ioonid läbivad koheselt hüdratatsiooni. Esimene protsess nõuab olulisi energiakulusid, kuid teise protsessiga kaasneb olulise energiahulga vabanemine, mis peamiselt katab ja mõnikord isegi ületab dissotsiatsiooni kulud. Nii pandi alus kaasaegsele lahenduskontseptsioonile.
- LAHENDUSTEOORIA
1730. aastal täheldas R. Reaumur, et alkoholi soojuspaisumine suureneb, mida rohkem seda puhastatakse. Ta leidis, et vee ja alkoholi keemistemperatuurid on konstantsed, et kahe erineva vedeliku lahustumisel toimub mahu suurenemine või vähenemine (1733): alkoholi ja vee segamisel täheldati ruumala kokkusurumist ja see oli suurim kahe osa vee ja ühe osa alkoholi segu puhul. Veel varem, 1713. aastal, märkas E. Geoffroy, et kui lisada veele alkoholi, tõuseb lahuse temperatuur.
1732. aastal leidis G. Boerhaave, et vesi, lahustades teatud koguse soola, moodustab küllastunud lahuse, millel ei ole enam soola lahustamise võimet. Lisateavet lahustuvuse kohta saadi, uurides lahustuvuse suurenemist temperatuuri tõusuga. Nende vaatluste ja mõõtmistega seoses tuli teadlastel lahendada küsimus, mis on lahustumisprotsess ja milliseid muutusi aine läbib.
18. sajandil viisid lahustumisprotsesside uuringud teadlased järeldusele, et lahus tekib lahustunud aine ja lahusti keemilise koostoime tulemusena. See seisukoht asendas korpuskulaarse lahustumisteooria, mis domineeris 17. sajandi lõpu ja 18. sajandi alguse keemikute töödes. 1722. aastal tõestas F. Hoffmann, et lahustumisel ühineb lahusti lahustunud ainega. G. Burhaave jagas sama seisukohta. Lahuste füüsikaliste ja keemiliste omaduste uurimise põhjal jõudis K. Berthollet 19. sajandi alguses üldisele järeldusele, et igasugune lahustumine on liitumisprotsess. Tema seisukohtade kohaselt on lahused lahustunud aine ja lahusti määramatud ühendid.
Seega leidis idee keemia avaldumisest lahendustes palju toetajaid. Lahenduste teooria sai suurima arengu D.I. Mendelejevi töödes.
3.1 LAHUSTE KEEMILINE TEOORIA D.I. MENDELEEV
1865. aastal ilmus D.I. Mendelejevi doktoritöö "Alkoholi ja veega kombineerimisest". Milliseid ülesandeid teadlane endale seadis? Eelkõige püüdis ta täiustada kahe vedeliku – alkoholi ja vee – lahuste tiheduse määramise meetodit, millel oli suur praktiline tähtsus. Lahuste tiheduse mõõtmiste uurimine võimaldas Mendelejevil välja selgitada lahuse omaduste muutuste sõltuvuse selle koostisest. Ta avastas, et teatud komponentide suhte korral tekib lahuste märgatav kokkusurumine. Ta selgitas sellise kokkusurumise põhjust ühendi C 2 H 5 OH? 3H 2 O moodustumisega. Selle põhjal jõudis teadlane üldisele järeldusele, et lahused saadakse lahust moodustavate komponentide koosmõjul. . Selle interaktsiooni tulemusena tekivad lahuses teatud keemilised ühendid - hüdraadid.
Mendelejev, Dmitri Ivanovitš - Vene keemik Dmitri Ivanovitš Mendelejev sündis Tobolskis gümnaasiumi direktori peres. Gümnaasiumis õppides olid Mendelejevil väga kesised hinded, eriti ladina keeles. 1850. aastal astus ta Peterburi Pedagoogilise Peainstituudi füüsika-matemaatikateaduskonna loodusteaduste osakonda. Instituudi professorite hulgas olid sel ajal sellised silmapaistvad teadlased nagu füüsik E. H. Lenz, keemik A. A. Voskresensky ja matemaatik N. V. Ostrogradsky. 1855. aastal lõpetas Mendelejev instituudi kuldmedaliga ja määrati Simferopoli gümnaasiumi vanemõpetajaks, kuid Krimmi sõja puhkemise tõttu siirdus ta Odessasse, kus töötas Richelieu lütseumis õpetajana.
1856. aastal kaitses Mendelejev Peterburi ülikoolis magistritöö, 1857. aastal kinnitati ta selles ülikoolis eraõppejõuks ja luges seal orgaanilise keemia kursust. Aastatel 1859-1861. Mendelejev oli teadusreisil Saksamaal, kus töötas Heidelbergi ülikoolis R. Bunseni ja G. Kirchhoffi laboris. Sellest perioodist pärineb Mendelejevi üks olulisi avastusi - "vedelike absoluutse keemistemperatuuri" määramine, mida nüüd nimetatakse kriitiliseks temperatuuriks. 1860. aastal võttis Mendelejev koos teiste vene keemikutega osa rahvusvahelisest keemikute kongressist Karlsruhes, kus S. Cannizzaro esitas oma tõlgenduse A. Avogadro molekulaarteooriast. See kõne ja arutelu aatomi, molekuli ja ekvivalendi mõistete eristamise üle oli perioodilise seaduse avastamise oluline eeltingimus.
1864. aastal valiti Mendelejev Peterburi Tehnoloogiainstituudi keemiaprofessoriks. 1865. aastal kaitses ta doktoriväitekirja “Alkoholi kombineerimisest veega” (väitekirja teemat kasutatakse sageli tema 40 proovi viina leiutamise legendi põhjendamiseks). Samal aastal kinnitati Mendelejev Peterburi ülikooli tehnilise keemia professoriks ja kaks aastat hiljem juhtis ta anorgaanilise keemia kateedrit.
Mendelejev arendas perioodilisuse doktriini kuni oma elu lõpuni. Mendelejevi teistest teadustöödest võib märkida mitmeid töid lahuste uurimise ja lahuste hüdratatsiooniteooria arendamise kohta (1865–1887). Aastal 1872 hakkas ta uurima gaaside elastsust, mille tulemust pakuti välja 1874. aastal. ideaalse gaasi üldistatud olekuvõrrand (Cliperon-Mendelejevi võrrand). Aastatel 1880–1885 Mendelejev käsitles nafta rafineerimise probleeme ja pakkus välja selle fraktsioneeriva destilleerimise põhimõtte.
Mendelejev oli üks Venemaa Keemia Seltsi asutajatest (1868) ja valiti korduvalt selle presidendiks. 1876. aastal sai Mendelejev Peterburi Teaduste Akadeemia korrespondentliikmeks, kuid Mendelejevi kandidatuur akadeemikuks lükati 1880. aastal tagasi.
D.I. Mendelejev oli enam kui 90 teaduste akadeemia, teadusühingu ja ülikooli liige erinevates riikides. Mendelejevi nime kannab keemiline element nr 101 (mendelevium), veealune mäeahelik ja kraater Kuu kaugemal küljel ning hulk õppeasutusi ja teadusinstituute. 1962. aastal asutas NSVL Teaduste Akadeemia nimelise preemia ja kuldmedali. Mendelejev parima töö eest keemia ja keemiatehnoloogia vallas, 1964. aastal lisati Mendelejevi nimi USA Bridgeporti ülikooli aunõukogule koos nimedega Euclid, Archimedes, N. Copernicus, G. Galileo, I. Newton, A. Lavoisier.
Aastatel 1865-1867 märkis D.I.Mendelejev, et lahustumisprotsess jaguneb kaheks etapiks: lahustunud aine moodustab koos ühe osaga vedelikust teatud keemilise ühendi, mis aga lahustub ülejäänud samas vedelikus. Iga etapi määrab keemiliste jõudude toime, kuid erineva intensiivsusega. Pärast pikka otsimist jõudis ta järeldusele, et see interaktsioon on oma olemuselt ühendi osakeste vahetus liigse lahusti osakestega. Mendelejev uskus, et lahendusi saab ühildada atomistliku teooriaga, kui võtta kasutusele mõisted "assotsiatsioon" ja "dissotsiatsioon", kui käsitleda lahendusi kui kõige üldisemat keemilise interaktsiooni juhtumit, kui ilmnevad nõrgad keemilise afiinsusjõud.
Lahuste doktriini aluspõhimõtted, lahust moodustavate ainete vastastikmõju, teatud dissotsiatsiooni ja liikuva tasakaalu seisundis olevate ühendite moodustumine, mis kehtivad massimõju seadusele, töötas Mendelejev välja 1883. 1887. Ta kogus ja süstematiseeris suure hulga faktilist materjali, mille esitas fundamentaalses monograafias “Vesilahuste uurimine erikaalu järgi” (1887).
Kahekomponendilisi süsteeme uurides uuris D.I. Mendelejev 233 aine tiheduse sõltuvust koostisest. Ta uuris tiheduse sõltuvust koostisest leeliste, lämmastikhappe, hapniku, lämmastiku, süsihappe vesilahuste, erinevate orgaaniliste ühendite erinevatel temperatuuridel ja kontsentratsioonidel lahuste puhul.
Mendelejev uuris lahendusi, milles lahust moodustavate ainete omadused muutusid suuresti. Lahenduse komponentide koostoimet tunnustamata on Mendelejevi sõnul võimatu seletada omaduste muutusi lahuste koostise muutumisel.
"Nüüd on mulle selge ja juba kahtlemata," kirjutas D. I. Mendelejev, "et lahuseid juhivad tavalised keemilise toime seadused ja need sisaldavad samu spetsiifilisi ühendeid, mis muudavad keemia nii võimsaks."
3.2 VANT HOFFI OSMOOTILINE TEOORIA
jne.................
Arrhenius juhtis tähelepanu tihedale seosele soolade, hapete ja aluste lahuste elektrivoolu juhtimise võime ning nende ainete lahuste kõrvalekallete vahel van't Hoffi ja Raoult' seadustest. Ta näitas, et lahuse elektrijuhtivuse järgi on võimalik arvutada selle osmootne rõhk ja seega ka parandustegur L. Tema poolt elektrijuhtivuse põhjal arvutatud i väärtused langesid hästi kokku sama kohta leitud väärtustega. lahendusi muude meetoditega.
Elektrolüütide lahuste liiga kõrge osmootse rõhu põhjuseks on Arrheniuse sõnul elektrolüütide dissotsiatsioon ioonideks. Selle tulemusena ühelt poolt suureneb osakeste koguarv lahuses ja sellest tulenevalt suureneb osmootne rõhk, aururõhu langus ning keemis- ja külmumistemperatuuri muutused, teisalt määravad ioonid lahuse võime. lahendus elektrivoolu juhtimiseks.
Need eeldused töötati hiljem välja sidusaks teooriaks, mida nimetatakse elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria.
Selle teooria kohaselt lagunevad (dissotsieeruvad) elektrolüüdid vees lahustumisel positiivselt ja negatiivselt laetud ioonideks. Positiivselt laetud ioone nimetatakse katioonid, nende hulka kuuluvad näiteks vesiniku- ja metalliioonid. Negatiivselt laetud ioone nimetatakse anioonid: nende hulka kuuluvad happejääkide ioonid ja hüdroksiidioonid. Nagu lahusti molekulid, on ka lahuses olevad ioonid termoliikumise korrasolekus.
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni protsessi kujutatakse keemiliste võrrandite abil. Näiteks HCl dissotsiatsiooni väljendatakse võrrandiga:
Elektrolüütide lagunemine ioonideks selgitab kõrvalekaldeid Van't Hoffi ja Raoult' seadustest, millest oli juttu selle peatüki alguses. Näitena tõime NaCL lahuse külmumistemperatuuri languse Nüüd pole raske mõista, miks selle lahuse külmumistemperatuuri langus nii suur on. Naatriumkloriid läheb lahusesse Na + ja Cl - ioonide kujul. Sel juhul saadakse ühest moolist NaCl mitte 6,02 IO 23 osakest, vaid kaks korda rohkem. Seetõttu peaks külmumistemperatuuri langus NaCl lahuses olema kaks korda suurem kui sama kontsentratsiooniga mitteelektrolüüdi lahuses.
Samamoodi väga lahjendatud baariumkloriidi lahuses, dissotsieerudes vastavalt võrrandile
Osmootne rõhk osutub 3 korda suuremaks kui Vant Hoffi seadusega arvutatud, kuna osakeste arv lahuses on 3 korda suurem kui siis, kui baariumkloriid oleks selles BaCl 2 molekulide kujul.
Nii selgitati nende samade seaduste alusel elektrolüütide vesilahuste tunnuseid, mis esmapilgul lähevad vastuollu Van't Hoffi ja Raoult' seadustega.
Arrheniuse teooria aga ei võtnud arvesse nähtuste keerukust lahendustes. Eelkõige pidas ta ioone vabadeks osakesteks, mis ei sõltu lahusti molekulidest. Arrheniuse teooriale vastandus Mendelejevi keemiline ehk hüdraaditeooria lahuste kohta, mis põhines lahustunud aine ja lahusti interaktsiooni ideel. Mõlema teooria näilise vastuolu ületamisel kuulub suur tunnustus vene teadlasele I.A. Kablukov, kes pakkus esimesena välja ioonide hüdratatsiooni. Selle idee arendamine viis hiljem Arrheniuse ja Mendelejevi teooriate ühendamiseni.
- Ivan Aleksejevitš Kablukov (1857-1942) uuris lahuste elektrijuhtivust. Tema töö “Kaasaegsed lahendusteooriad (Van't Hoffai Arrhenius) seoses keemilise tasakaalu doktriiniga” avaldas suurt mõju füüsikalise keemia arengule Venemaal ja aitas kaasa elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria süvenemisele.
Kas olete kunagi mõelnud, miks mõned lahendused juhivad elektrit ja teised mitte? Näiteks teavad kõik, et juukseid föönitades on parem mitte vannis käia. Vesi on ju hea elektrivoolu juht ja kui töötav föön vette kukub, siis seda vältida ei saa. Tegelikult ei ole vesi nii hea voolujuht. On lahendusi, mis juhivad elektrit palju paremini. Selliseid aineid nimetatakse elektrolüütideks. Nende hulka kuuluvad happed, leelised ja vees lahustuvad soolad.
Elektrolüüdid - kes need on?
Tekib küsimus: miks osade ainete lahused edastavad elektrit, teised aga mitte? Kõik on seotud laetud osakestega – katioonidega ja anioonidega. Vees lahustumisel lagunevad elektrolüüdid ioonideks, mis elektrivoolu mõjul liiguvad etteantud suunas. Positiivselt laetud katioonid liiguvad negatiivse pooluse ehk katoodi suunas ja negatiivselt laetud anioonid positiivse pooluse ehk anoodi suunas. Aine lagunemise protsessi ioonideks sulamisel või vees lahustamisel nimetatakse uhkelt elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks.
Selle termini võttis kasutusele Rootsi teadlane S. Arrhenius, kui ta uuris lahenduste omadusi elektri edastamiseks. Selleks lõi ta mingi aine lühisesse läbi lahuse ja jälgis, kas pirn põleb või mitte. Kui hõõglamp süttib, tähendab see, et lahus juhib elektrit, mistõttu võib järeldada, et see aine on elektrolüüt. Kui pirn jääb kustuma, siis lahus ei juhi elektrit, seega on see aine mitteelektrolüüt. Mitteelektrolüütide hulka kuuluvad suhkru, alkoholi ja glükoosi lahused. Kuid lauasoola ja väävelhappe lahused juhivad hästi elektrit, seetõttu toimub neis elektrolüütiline dissotsiatsioon.
Kuidas dissotsiatsioon toimub?
Seejärel töötasid elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria välja ja täiendasid seda Venemaa teadlased I.A. Kablukov ja V.A. Kistyakovsky, rakendades selle põhjenduseks D.I. lahenduste keemilist teooriat. Mendelejev.
Need teadlased leidsid, et hapete, leeliste ja soolade elektrolüütiline dissotsiatsioon toimub elektrolüüdi hüdratsiooni, see tähendab selle koostoime veemolekulidega, tulemusena. Selle protsessi tulemusena moodustunud ioonid, katioonid ja anioonid hüdraatuvad, st seotakse veemolekulidega, mis ümbritsevad neid tihedas ringis. Nende omadused erinevad oluliselt hüdraatimata ioonidest.
Niisiis toimub strontsiumnitraadi Sr(NO3)2 lahuses, aga ka tseesiumhüdroksiidi CsOH lahustes elektrolüütiline dissotsiatsioon. Selle protsessi näiteid saab väljendada järgmiselt:
Sr(NO3)2 = Sr2+ + 2NO3 -,
need. ühe strontsiumnitraadi molekuli dissotsiatsioonil moodustub üks strontsiumi katioon ja 2 nitraadianiooni;
CsOH = Cs+ + OH-,
need. ühe tseesiumhüdroksiidi molekuli dissotsiatsioonil tekib üks tseesiumi katioon ja üks hüdroksiidi anioon.
Samamoodi toimub hapete elektrolüütiline dissotsiatsioon. Vesinikjodiidhappe puhul saab seda protsessi väljendada järgmise võrrandiga:
need. ühe vesinikjodiidhappe molekuli dissotsiatsioonil tekib üks vesinikkatioon ja üks joodianioon.
Dissotsiatsioonimehhanism.
Elektrolüütide ainete elektrolüütiline dissotsiatsioon toimub mitmes etapis. Ioonse sidemega ainete puhul, nagu NaCl, NaOH, hõlmab see protsess kolme järjestikust protsessi:
Esiteks on veemolekulid, millel on 2 vastaspoolust (positiivne ja negatiivne) ja mis esindavad dipooli, orienteeritud kristalli ioonidele. Need on kinnitatud positiivse poolusega kristalli negatiivse iooniga ja vastupidi, negatiivse poolusega - kristalli positiivse iooni külge;
siis kristalliioonid hüdraatuvad vee dipoolidega,
ja alles pärast seda näivad hüdreeritud ioonid lahknevat eri suundades ja hakkavad lahuses juhuslikult liikuma või sulama, kuni neid mõjutab elektriväli.
Ainete nagu HCl ja teiste hapete puhul on dissotsiatsiooniprotsess sarnane, välja arvatud see, et algstaadiumis toimub vee dipoolide toimel üleminek kovalentselt sidemelt ioonsidemele. Need on ainete dissotsiatsiooniteooria põhipunktid.
Elektrolüütide teooria pärineb 19. sajandi esimesse poolde, mil M. Faraday viis läbi oma kuulsad katsed lauasoola lahustega. Ta tegi selle kindlaks täiesti puhas vesi See juhib elektrit väga halvasti, aga kui lisada sellele paar soolakristalli, siis juhtivus kohe tõuseb. Juba siis sündis oletus, et sool laguneb vees teatud osakesteks, mis on võimelised juhtima elektrivoolu, kuid täielik teooria, mis kirjeldab kõiki neid protsesse lahendustes, ilmus palju hiljem.
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria
Teooria, mille rajajaks oli Svante Arrhenius aastatel 1883-1887, põhineb ideel, et kui lahustuva aine (elektrolüüdi) molekulid sisenevad polaarsesse või mittepolaarsesse vedelikku, dissotsiatsioon ioonideks. Elektrolüüdid on ühendid, mis lagunevad lahuses spontaanselt ioonideks, mis on võimelised iseseisvalt eksisteerima. Moodustunud ioonide arv, nende struktuur ja laengu suurus sõltuvad ainult dissotsieerunud molekuli olemusest.
Teooria kasutamiseks lahustumise omaduste kirjeldamisel kasutatakse mitmeid eeldusi, nimelt: eeldatakse, et dissotsiatsioon on mittetäielik, ioonid (nende elektronkestad) ei reageeri üksteisega ja nende käitumist saab kirjeldada massitegevuse seadus ideaaltingimustes. Kui arvestada teoreetiline süsteem, kus elektrolüüd CA on faasitasakaalus oma dissotsiatsiooniproduktidega - K+ katiooni ja A- aniooniga, siis on massi toime seaduse järgi võimalik koostada dissotsiatsioonireaktsiooni võrrand:
KA = K+ + A- (1)
Tasakaalukonstandil, mis on kirjutatud ainete kontsentratsioonidena isotermilistes tingimustes, on järgmine väärtus:
Kd = x / (2)
Sel juhul (võrrandis 2) pole tasakaalukonstant Kd midagi muud kui dissotsiatsioonikonstant, paremal pool olevad väärtused , on elektrolüüdi ja selle dissotsiatsiooniproduktide tasakaalukontsentratsioonid.
Võttes arvesse Arrheniuse teooria eeldusi, mida autor rakendas eelkõige dissotsiatsiooni mittetäielikkuse kohta, võetakse kasutusele dissotsiatsiooniastme mõiste - α. Seega, kui väljendada lahuse C kontsentratsiooni (mol/l), siis ühe liitri lahuse kohta on αC mol elektrolüüti (CA) ja selle tasakaalukontsentratsiooni saab väljendada kui (1-α)C mol/l. Reaktsioonivõrrandist (1) on ilmne, et αC mooli elektrolüüdi (CA) kohta tekib sama palju K+ ja A- ioone. Kui asendame kõik need suurused võrrandiga (2) ja teeme mitmeid lihtsustusi, saame valemi dissotsiatsioonikonstandid(dissotsiatsiooniastme valem):
Kd = ∝ 2 x C /1-∝ (3)
See võrrand võimaldab meil kvantifitseerida elektrolüütilise dissotsiatsiooni astet erinevates lahustes.
Arrheniuse teooria tekitas paljusid teaduslikud suunad keemias: tema abiga loodi esimesed hapete ja aluste teooriad, anti selgitusi füüsikalis-keemiliste protsesside kohta homogeensetes süsteemides. Siiski pole sellel ka puudusi, mis on peamiselt seotud asjaoluga, et teooria ei võta arvesse interioonilisi interaktsioone.
Elektrolüütide klassifikatsioon näidetega
Elektrolüüdid liigitatakse nõrkadeks ja tugevateks, eristades perioodiliselt keskmise tugevusega elektrolüütide rühma. Tugevaid elektrolüüte iseloomustab asjaolu, et need lagunevad lahuses täielikult. Reeglina on need tugevad mineraalhapped, näiteks:
- Lämmastikhape - HNO3.
- Vesinikkloriidhape - HCl.
- Perkloorhape - HClO4.
- Fosforhape - H3PO4.
Tugevad elektrolüüdid võivad olla alused, näiteks:
- Kaaliumhüdroksiid - KOH.
Põhiosa tugevatest elektrolüütidest moodustavad valdava enamuse soolad (NaCl, Na2SO4, Ca (NO3)2, CH3COONa, kloriidid, sulfiidid).
Nõrgad elektrolüüdid, vastupidi, on lahustes osaliselt hüdreeritud. Sellesse rühma peaksid kuuluma anorgaanilised happed (H2CO3, H3BO3, H3AsO4), nõrgad alused (ammoonium), mõned soolad (HgCl2), orgaanilised happed (CH3COOH, C6H5COOH), fenoolid ja amiinid. IN mittevesilahused samad ühendid võivad olla nii tugevad kui ka nõrgad elektrolüüdid, seega olenevalt lahusti olemusest.
Hapete, aluste ja soolade dissotsiatsioon
Hapete mustrid
Hapete elektrilise dissotsiatsiooni käigus vesilahustes tekivad positiivselt laetud vesinikuioonid (H+) tingimata katioonidena:
HNO3 → H+ + NO3-
Kui hape on mitmealuseline (näiteks: H2SO4 dissotsiatsioonivõrrand), toimub dissotsiatsioon järjestikku, iga kord elimineerides ühe vesinikuiooni:
H2SO4 → H + + HSO4- esimene etapp - vesiniksulfaadi ioon
HSO4- → H + + SO4- teine etapp - sulfaadi ioon
Mitmealuselise happe protsess kulgeb reeglina nii palju kui võimalik esimeses etapis, järgmiste dissotsiatsiooniaste on palju väiksem.
Leeliste töötlemise protsessi omadused
Kui leelised dissotsieeruvad vesilahustes, moodustub tingimata negatiivselt laetud hüdroksüülioon (OH-):
NaOH → Na+ + OH-
Polühappealuste protsess (näiteks magneesiumhüdroksiidi dissotsiatsioonimehhanism) kulgeb mitmeastmeliselt sarnaselt mitmealuseliste hapetega:
Mg (OH)2 → OH- + Mg (OH)+ esimene etapp
Mg (OH)+ → OH- + Mg2+ teine etapp
Samuti on juhtumeid, kus dissotsiatsiooniprotsessis (amfolüütide või amfoteersete ühendite, näiteks Zn, Al) dissotsiatsiooni käigus võivad tekkida nii vesinikkatioonid kui ka hüdroksüülanioonid:
2OH- + Zn2+ + 2H2O ←→ Zn (OH)2 + H2O ←→ 2- + 2H+
Happeliste ja aluseliste soolade voolureeglid
Happeliste soolade puhul on põhimuster järgmine - kõigepealt dissotsieeruvad katioonid (positiivselt laetud metallid) ja alles seejärel vesiniku katioonid:
KHSO4 → K+ + HSO4- esimene etapp
HSO4 - → H+ + SO4- teine etapp
Aluselistes soolades lahustuvad kõigepealt happejäägid ja alles seejärel hüdroksüülioon:
BaOHCl → Cl- + Ba (OH)+ esimene etapp
Ba (OH)+ → OH- + Ba2+ teine aste
pH väärtus
Definitsioon, olemus ja tähendus
Dissotsiatsiooniprotsessid võivad toimuda mitte ainult lahustunud ained, aga ka lahusti. Seega on vesi ise nõrk elektrolüüt ja seda iseloomustab väga vähesel määral dissotsiatsioon. Protsessi võrrandi saab kirjutada järgmiselt:
H2O= H3O+ + OH-
Üks veemolekul dissotsieerub positiivselt laetud vesinikuioonideks ja negatiivselt laetud hüdroniumiumioonideks. Just nende ioonide kontsentratsioon määrab lahuse happesuse taseme – mida rohkem hüdrooniumiioone, seda happelisem on lahus.
Hüdroniumioonide kontsentratsioon reaalsetes lahustes on reeglina väga väike (näiteks: 5 × 10-6 g/l) ja seetõttu võetakse see väärtus mugavuse huvides logaritmiliselt ja positiivse väärtuse saamiseks, see on võetud vastupidise märgiga. Sõnastagem lühidalt mõiste "vesinikuindeks" või pH range määratlus.
pH (vesinikuindeks) on hüdrooniumioonide kontsentratsiooni negatiivne loomulik logaritm, mis peegeldab lahuse happesust.
pH= - log
pH väärtusi hinnatakse tavaliselt skaalal 0 kuni 14, kus 0 on kõige happelisem lahus ja 14 on kõige aluselisem. Neutraalseks lahuseks (vastab puhta vee pH-le) loetakse lahust väärtusega 7. Näiteks siin on mitu tüüpilist lahust, millel on iseloomulikud pH väärtused:
Palju harvemini kasutavad nad teist indikaatorit - pOH. Oma tähenduses on see absoluutselt sarnane vesinikuindeksiga, välja arvatud see, et aluseks võetakse hüdroksüülioonide kontsentratsioon.