Формулирани са основните теоретични положения на електролитната дисоциация. Основни положения на теорията на електролитната дисоциация. Ключови думи и фрази

електролити - вещества, чиито водни разтвори и стопилки провеждат електрически ток. Тези вещества имат йонни и ковалентни силно полярни връзки. Електролитите са киселини, основи, соли. Поведението на електролитите в разтвор се обяснява с теорията за електролитната дисоциация, формулирана от Сванте Арениуспрез 1887 г.:

Веществата, чиито разтвори са електролити, при разтваряне се разпадат на частици (йони), които носят положителни и отрицателни заряди.

Процесът, при който електролитът се разпада на йони, се нарича електролитна дисоциация.Под въздействието на електрическо напрежение положително заредените йони се придвижват към катода, а отрицателно заредените - към анода.

Наричат ​​се йони, които са положително заредени катиони, и отрицателно заредени йони - аниони. Катионите са положително заредени метални йони, водороден йон, NH4+, аниони - киселинни остатъци и хидроксиден йон. Стойността на заряда на йона съвпада с валентността на атома или киселинния остатък, а броят на положителните заряди е равен на броя на отрицателните. Следователно разтворът като цяло е електрически неутрален. Процесът на електролитна дисоциация е изобразен по следния начин:

NaCl ↔ Na + + Cl‾

H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2–

Теорията на Арениус обяснява много явления, свързани със свойствата на електролитните разтвори, но не отговаря на въпроса: защо някои вещества са електролити, докато други не са, както и каква роля играе разтворителят при образуването на йони.

2 . Механизъм на дисоциация

Теорията за процеса на дисоциация е разработена от I.A. Токчета (1891).

Представете си, че йонен кристал, като NaCl, се въвежда във вода. Всеки йон, разположен на повърхността на кристала, образува електрическо поле около себе си. В близост до Na + се създава положително поле, близо до Cl - дава се електростатично поле с отрицателен знак. Влиянието на тези полета се простира до известно разстояние от кристала. В разтвора кристалът е заобиколен от всички страни от произволно движещи се водни молекули. Попадайки в полето на действие на електрически заредени йони, те променят движението си: в непосредствена близост до кристала те са ориентирани по такъв начин, че положително зареденият полюс е насочен към отрицателно заредения йон Cl - водни диполи и към положително зареденият Na + йон - отрицателно зареденият полюс (фиг. 1). Това явление се нарича ориентация на полярните молекули в електростатично поле. Между йоните и диполите на водата действат кулонови сили на привличане. В резултат на йон-диполното взаимодействие се освобождава енергия, която допринася за разкъсването на йонните връзки в кристала и прехвърлянето на йона от кристала към разтвора. Йоните, отделени един от друг веднага след прекъсване на връзката между тях, са плътно заобиколени от полярни водни молекули и стават напълно хидратиран. Явлението на взаимодействие на йони с водни молекули, което води до образуването на хидратна обвивка, се нарича йонна хидратация.

Ориз. 1. Дисоциация на йонни съединения

Хидратирани йони с противоположни заряди могат да взаимодействат помежду си. Но тъй като йоните се движат в разтвор заедно с хидратиращи обвивки, силата на тяхното взаимодействие е значително намалена и те са способни на самостоятелно съществуване.

Когато полярните съединения се разтварят, възниква ориентация на водните диполи около разтворените молекули, което ги кара да станат още по-поляризирани. Полярната ковалентна връзка между атомите става йонна. Споделената електронна двойка е изместена към един от атомите (фиг. 2).

Ориз. 2. Дисоциация на молекули с полярна ковалентна връзка

Например, в HCl електронна двойка се измества към хлорен атом, който се превръща в хидратиран хлорен йон, а протон с водна молекула образува сложна положително заредена частица H 3 O + - хидроксониев йон.

HCl + xH 2 O ↔ H 3 O + + Cl - ∙yH 2 O

По този начин електролитите могат да бъдат само съединения с йонни или полярни ковалентни връзки. Електролитите могат да се дисоциират само в полярни разтворители.

Проводимостта на веществата на електрически ток или липсата на проводимост може да се наблюдава с помощта на просто устройство.

Състои се от въглеродни пръти (електроди), свързани с проводници към електрическа мрежа. Във веригата е включена електрическа крушка, която показва наличието или липсата на ток във веригата. Ако електродите са потопени в захарен разтвор, лампата не свети. Но ще светне ярко, ако се спуснат в разтвор на натриев хлорид.

Веществата, които се разлагат на йони в разтвори или стопи и следователно провеждат електричество, се наричат ​​електролити.

Веществата, които не се разлагат на йони при същите условия и не провеждат електрически ток, се наричат ​​неелектролити.

Електролитите включват киселини, основи и почти всички соли.

Неелектролитите включват повечето органични съединения, както и вещества, в молекулите на които има само ковалентни неполярни или нискополярни връзки.

Електролитите са проводници от втори род. В разтвор или стопилка те се разлагат на йони, поради което протича токът. Очевидно колкото повече йони има в разтвора, толкова по-добре той провежда електричество. Чистата вода провежда много лошо електричество.

Правете разлика между силни и слаби електролити.

Силните електролити напълно се дисоциират на йони при разтваряне.

Те включват:

1) почти всички соли;

2) много минерални киселини, например H2SO4, HNO3, Hcl, HBr, HI, HMnO4, HClO3, HClO4;

3) основи на алкални и алкалоземни метали.

Слаби електролитикогато се разтворят във вода, те само частично се дисоциират на йони.

Те включват:

1) почти всички органични киселини;

2) някои минерални киселини, например H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, HClO, H 2 SiO 3;

3) много метални основи (с изключение на основи на алкални и алкалоземни метали), както и NH 4 OH, които могат да бъдат представени като амонячен хидрат NH 3 ∙H 2 O.

Водата е слаб електролит.

Слабите електролити не могат да дадат висока концентрация на йони в разтвора.

Основни положения на теорията на електролитната дисоциация.

Разграждането на електролитите на йони, когато се разтворят във вода, се нарича електролитна дисоциация.

И така, натриевият хлорид NaCl, когато се разтвори във вода, се разлага напълно на натриеви йони Na ​​+ и хлоридни йони Cl -.

Водата образува водородни йони Н + и хидроксидни йони ОН - само в много малки количества.

За да обясни характеристиките на водните разтвори на електролитите, шведският учен S. Arrhenius през 1887 г. предлага теорията за електролитната дисоциация. По-късно тя е разработена от много учени въз основа на теорията за структурата на атомите и химическата връзка.

Сегашното съдържание на тази теория може да се сведе до следните три положения:

1. При разтваряне във вода електролитите се разлагат (дисоциират) на йони – положителни и отрицателни.

Йоните са в по-стабилни електронни състояния от атомите. Те могат да се състоят от един атом - това са прости йони (Na +, Mg 2+, Al 3+ и др.) - или от няколко атома - това са сложни йони (NO 3 -, SO 2- 4, PO Z- 4 и т.н.).

2. Под действието на електрически ток йоните придобиват насочено движение: положително заредените йони се движат към катода, отрицателно заредените - към анода. Следователно първите се наричат ​​катиони, вторите - аниони.

Насоченото движение на йони възниква в резултат на тяхното привличане от противоположно заредени електроди.

3. Дисоциацията е обратим процес: успоредно с разпадането на молекулите на йони (дисоциация) протича процесът на свързване на йони (асоциация).

Следователно в уравненията на електролитната дисоциация вместо знака за равенство се поставя знакът за обратимост. Например, уравнението за дисоциацията на електролитна молекула KA в катион K + и анион A - в обща форма се записва, както следва:

KA ↔ K + + A -

Теорията за електролитната дисоциация е една от основните теории в неорганичната химия и е напълно съвместима с атомно-молекулярната теория и теорията за структурата на атома.

Степен на дисоциация.

Една от най-важните концепции на теорията на Арениус за електролитната дисоциация е концепцията за степента на дисоциация.

Степента на дисоциация (a) е съотношението на броя на молекулите, които са се разпаднали на йони (n ​​"), към общия брой разтворени молекули (n):

Степента на дисоциация на електролита се определя емпирично и се изразява в части от единица или като процент. Ако α = 0, тогава няма дисоциация, а ако α = 1 или 100%, тогава електролитът напълно се разлага на йони. Ако α = 20%, това означава, че от 100 молекули на този електролит 20 се разлагат на йони.

Различните електролити имат различна степен на дисоциация. Опитът показва, че зависи от концентрацията на електролита и от температурата. С намаляване на концентрацията на електролита, т.е. когато се разрежда с вода, степента на дисоциация винаги се увеличава. Като правило, увеличава степента на дисоциация и повишаване на температурата. Според степента на дисоциация електролитите се делят на силни и слаби.

Нека разгледаме изместването на равновесието, установено между недисоциираните молекули и йони по време на електролитната дисоциация на слаб електролит - оцетна киселина:

CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +

Когато разтвор на оцетна киселина се разрежда с вода, равновесието ще се измести към образуването на йони - степента на дисоциация на киселината се увеличава. Напротив, когато разтворът се изпари, равновесието се измества към образуването на киселинни молекули - степента на дисоциация намалява.

От този израз е очевидно, че α може да варира от 0 (без дисоциация) до 1 (пълна дисоциация). Степента на дисоциация често се изразява като процент. Степента на дисоциация на електролита може да се определи само експериментално, например чрез измерване на точката на замръзване на разтвора, чрез електрическата проводимост на разтвора и т.н.

Механизъм на дисоциация

Най-лесно се дисоциират вещества с йонна връзка. Както знаете, тези вещества са съставени от йони. Когато се разтварят, диполите на водата се ориентират около положителните и отрицателните йони. Между йоните и диполите на водата възникват сили на взаимно привличане. В резултат на това връзката между йоните отслабва и настъпва преходът на йони от кристала към разтвора. В този случай се образуват хидратирани йони, т.е. йони, химически свързани с водни молекули.

По същия начин електролитите, чиито молекули са образувани според вида на полярната ковалентна връзка (полярни молекули), също се дисоциират. Водните диполи също са ориентирани около всяка полярна молекула на веществото, които се привличат от отрицателните си полюси към положителния полюс на молекулата и от положителните си полюси към отрицателния полюс. В резултат на това взаимодействие свързващият електронен облак (електронна двойка) е напълно изместен към атом с по-висока електроотрицателност, полярната молекула се превръща в йонна и след това лесно се образуват хидратирани йони:

Дисоциацията на полярните молекули може да бъде пълна или частична.

И така, електролитите са съединения с йонна или полярна връзка - соли, киселини и основи. И те могат да се дисоциират на йони в полярни разтворители.

константа на дисоциация.

константа на дисоциация. По-точна характеристика на дисоциацията на електролита е константата на дисоциация, която не зависи от концентрацията на разтвора.

Изразът за константата на дисоциация може да бъде получен чрез написване на уравнението на реакцията за дисоциация на електролита AK в обща форма:

A K → A - + K + .

Тъй като дисоциацията е обратим равновесен процес, законът за масовото действие се прилага за тази реакция и равновесната константа може да се дефинира като:

където K е константата на дисоциация, която зависи от температурата и природата на електролита и разтворителя, но не зависи от концентрацията на електролита.

Диапазонът на равновесните константи за различните реакции е много голям - от 10 -16 до 10 15 . Например висока стойност ДА СЕза реакция

означава, че ако металната мед се въведе в разтвор, съдържащ сребърни йони Ag +, тогава в момента на равновесие концентрацията на медни йони е много по-голяма от квадрата на концентрацията на сребърни йони 2. Напротив, ниска стойност ДА СЕв реакция

показва, че до достигането на равновесие незначително количество сребърен йодид AgI се е разтворило.

Обърнете специално внимание на формата на записване на изразите за равновесната константа.Ако концентрациите на някои реагенти не се променят значително по време на реакцията, тогава те не се записват в израза за равновесната константа (такива константи се означават с K 1).

Така че за реакцията на мед със сребро изразът ще бъде неправилен:

Правилната форма би била:

Това се обяснява с факта, че концентрациите на метална мед и сребро се въвеждат в равновесната константа. Концентрациите на мед и сребро се определят от тяхната плътност и не могат да бъдат променяни. Следователно няма смисъл да се вземат предвид тези концентрации при изчисляване на равновесната константа.

Изразите за равновесните константи при разтварянето на AgCl и AgI се обясняват по подобен начин

Продукт на разтворимост. Константите на дисоциация на трудноразтворимите соли и металните хидроксиди се наричат ​​продукт на разтворимостта на съответните вещества (обозначени с PR).

За реакцията на дисоциация на водата

постоянният израз би бил:

Това се обяснява с факта, че концентрацията на вода по време на реакции във водни разтвори се променя много слабо. Следователно се приема, че концентрацията на [H 2 O] остава постоянна и се въвежда в равновесната константа.

Киселини, основи и соли от гледна точка на електролитната дисоциация.

Използвайки теорията на електролитната дисоциация, са дадени дефиниции и са описани свойствата на киселини, основи и соли.

Електролитите се наричат ​​киселини, при дисоциацията на които като катиони се образуват само водородни катиони.

Например:

HCl ↔ H + + C l - ;

CH 3 COOH ↔ H + + CH 3 COO -

Дисоциацията на многоосновна киселина протича главно през първия етап, в по-малка степен през втория и само в малка степен през третия. Следователно, във воден разтвор, например фосфорна киселина, заедно с H 3 RO 4 молекули има йони (в последователно намаляващи количества) H 2 RO 2-4, HPO 2-4 и RO 3-4

H 3 RO 4 ↔ N + + H 2 RO - 4 (първи етап)

H 2 RO - 4 ↔ H + + HPO 2- 4 (втори етап)

NRO 2- 4 ↔ H + PO Z- 4 (трети етап)

Основността на киселината се определя от броя на водородните катиони, които се образуват по време на дисоциацията.

И така, HCl, HNO 3 - едноосновни киселини - образува се един водороден катион;

H 2 S, H 2 CO 3, H 2 SO 4 - двуосновен,

H 3 PO 4, H 3 AsO 4 са триосновни, тъй като се образуват съответно два и три водородни катиона.

От четирите водородни атома, съдържащи се в молекулата на оцетната киселина CH 3 COOH, само един, който е част от карбоксилната група - COOH, може да бъде отделен под формата на Н + катион, - едноосновна оцетна киселина.

Дву- и многоосновните киселини се дисоциират стъпаловидно (постепенно).

Основите се наричат ​​електролити, при дисоциацията на които като аниони се образуват само хидроксидни йони.

Например:

KOH ↔ K + + OH - ;

NH 4 OH ↔ NH + 4 + OH -

Основите, които са разтворими във вода, се наричат ​​алкали. Малко са те. Това са основите на алкалните и алкалоземните метали: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH и Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2, Ra (OH) 2, а също и NH 4 OH. Повечето основи са слабо разтворими във вода.

Киселинността на основата се определя от броя на нейните хидроксилни групи (хидрокси групи). Например, NH 4 OH е еднокиселинна основа, Ca (OH) 2 е двукиселинна, Fe (OH) 3 е трикиселинна и т.н. Дву- и поликиселинните бази се дисоциират на стъпки

Ca (OH) 2 ↔ Ca (OH) + + OH - (първа стъпка)

Ca (OH) + ↔ Ca 2+ + OH - (втора стъпка)

Има обаче електролити, които при дисоциация едновременно образуват водородни катиони и хидроксидни йони. Тези електролити се наричат ​​амфотерни или амфолити. Те включват вода, хидроксиди на цинк, алуминий, хром и редица други вещества. Водата, например, се дисоциира на H + и OH - йони (в малки количества):

H 2 O ↔ H + + OH -

Поради това той има еднакво изразени киселинни свойства, поради наличието на водородни катиони Н +, и алкални свойства, поради наличието на ОН - йони.

Дисоциацията на амфотерния цинков хидроксид Zn(OH) 2 може да се изрази с уравнението

2OH - + Zn 2+ + 2H 2 O ↔ Zn (OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2- + 2H +

Солите се наричат ​​електролити, по време на дисоциацията на които се образуват метални катиони, както и амониев катион (NH 4) и аниони на киселинни остатъци

Например:

(NH 4) 2 SO 4 ↔ 2NH + 4 + SO 2-4;

Na 3 PO 4 ↔ 3Na + + PO 3- 4

Така се дисоциират средните соли. Киселинните и основните соли се дисоциират на етапи. В киселинните соли първо се отделят металните йони, а след това водородните катиони. Например:

KHSO 4 ↔ K + + HSO - 4

HSO - 4 ↔ H + + SO 2- 4

В основните соли първо се отцепват киселинните остатъци, а след това хидроксидните йони.

Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH) + + Cl -

Основни положения на TED(основните положения на теорията на електролитната дисоциация са формулирани от S. Arrhenius през 1887 г.):

1. електролитните молекули, когато се разтварят във вода или се стопят, се разлагат на йони.

2 .В разтвор или стопилка от електролити йоните се движат произволно. Когато електрически ток преминава през разтвор или стопилка, положително заредените йони се движат към отрицателно зареден електрод (катод), а отрицателно заредените йони се движат към положително зареден електрод (анод).

3 . Йоните се различават от атомите както по структура, така и по свойства.

4 .Дисоциацията на много електролити е обратим процес. В същото време протичат два противоположни процеса: разпадането на молекулите на йони (йонизация) и комбинирането на йони в молекули (моларизация).

електролити- Това са вещества, чиито разтвори или стопилки провеждат електрически ток.

Електролитите, които почти напълно се дисоциират на йони (йонизират), се наричат ​​силни, а електролитите, които не са напълно йонизирани, се наричат ​​слаби.

За да се характеризира количествено пълнотата на дисоциацията, се въвежда понятието степен на дисоциация.

Степен на дисоциация (  ) е съотношението на броя на молекулите, разградени на йони (n) към общия брой разтворени молекули (N): n / N

Степента на дисоциация се изразява като процент или части от единица.

Според степента на дисоциация електролитите условно се разделят на:

Силен - α > 0,3 (30%);

Слаб - α< 0,03 (3%);

Средна якост - (3%) 0,03< α < 0,3 (30%)

Експериментално степента на дисоциация се определя чрез измерване на отклонението на колигативните свойства на електролитните разтвори (обикновено точки на кипене и замръзване) от теоретичните зависимости: Δt= и КСм

Промяната в точката на замръзване или точката на кипене на разтворите може да се изчисли след въвеждане на коефициент, който отчита увеличаването на концентрацията на кинетично независими частици, причинено от дисоциацията на някои молекули в йони. Емпиричният коефициент, предложен от van't Hoffаз(изотонично съотношение)показва степента на отклонение на колигиалните свойства на електролитни разтвори от разтвори на нелетливи неелектролити. Стойност на коефициентаазза разтвори на даден електролит се увеличава, когато се разрежда, клонейки в границите до цяло число, равно на броя на йоните, които възникват по време на дисоциацията на формулната единица на електролита.

Количествено може да се характеризира електролитната дисоциация като равновесен обратим процесконстанта на дисоциация: Kd= (K+)+ (А-)/ (KA)Уравнението е валидно за разредени разтвори на слаби електролити. Колкото повече електролитът се дисоциира, толкова по-силна е константатаkd. За разлика от степента на дисоциация, константатаKd зависи само от природата на разтворителя, електролита и температурата, но не зависи от концентрацията на разтвора. Равновесието може да бъде изместено чрез добавяне на силен електролит със същия йон.

Между постоянниkdи степента на дисоциация α, има връзка. Връзката между степента на дисоциацияα , концентрацияСЪС и константа на дисоциацияДА СЕ д електролит се експресираЗаконът за размножаване на Оствалд :

Където СЪС О е концентрацията на киселина преди дисоциация,α е степента на киселинна дисоциация в разтвора.
За оцетна киселинаДА СЕ д = 1,85 ∙ 10 -5 .
За много слаб електролитα<<1 и след това стойносттаα може да се пренебрегне в знаменателя (Закон за разреждане на Оствалд ):
ДА СЕ д ≈ C О α 2 или

Закон за разреждане на Оствалд - отношение, изразяващо зависимостта на еквивалентната електрическа проводимост на разреден разтвор на бинарен слаб електролит от концентрацията на разтвора:

Тук K е константата на дисоциация на електролита, c е концентрацията, λ и λ ∞ - стойности на еквивалентна електрическа проводимост, съответно при концентрация c и при безкрайно разреждане. Съотношението е следствие от закона за масовото действие и равенството

където α е степента на дисоциация.

Можем да приемем, че във всички процеси в електролитни разтвори само "активни йони”, т.е. йоникоито в момента не участват в междуйонни взаимодействия. В тази връзка, за да се оценят концентрираните ефекти, количество, нареченодейност(а) - ефективна концентрация, според която електролитът участва в различни процеси.

Дейносте свързано с истинската концентрация на разтвореното вещество чрез връзката:

а =fC, където a е електролитната активност, mol/l; С—концентрация на електролит, mol/l;f– коефициент на активност (<1) (безразмерный).

Фактор активностизразява отклонението на разтвор с концентрация C от поведението на разтвор при безкрайно разреждане, т.е. при липса на междуйонни взаимодействия.

В разредените разтвори природата на йоните има малък ефект върху стойностите на коефициента на активност, тъй като междуйонните взаимодействия се определят само от зарядите на йоните и тяхната концентрация.

Количествената характеристика на междуйонните електростатични взаимодействия е йонната сила на разтвора.

Йонната сила на разтворате наричат ​​стойност, равна на половината от сумата на произведението на концентрациите на всички йони в разтвора и квадрата на техния заряд:

аз= 0,5 ∑ CiZi2 , къдетоCi е моларната концентрация на йонаазв разтвор;Зие зарядът на йонааз

разнородни процесиса процеси на фазовата граница. Хетерогенните процеси включват предимно процеси, свързани с образуването и разтварянето на слабо разтворими вещества от йонен тип. Когато такива вещества (силни електролити) влязат в контакт с вода, част от йоните преминават в разтвор и се установява динамично равновесие между хидратирани електролитни йони във воден разтвор и кристали от твърда фаза - хетерогенно равновесие. Разтвор в равновесие с твърдата фаза се нарича наситен.

Термодинамичното условие за настъпване на равновесие в системата е постоянството на енергията на Гибс ΔG=0, а кинетичното условие е равенството на скоростите на процесите на разтваряне и кристализация.

Обратимите процеси на разтваряне протичат на границата, независимо от количеството кристално вещество, тъй като неговата концентрация (и активност) в твърдата фаза остава постоянна. Хетерогенна константа на равновесиеКсНареченконстанта на разтворимост.

Колкото по-ниска е активността (концентрацията) на йони в разтвора, толкова по-ниска е стойносттаKS и следователно толкова по-ниска е разтворимостта.

Веществата-електролити, когато се разтварят във вода, се разпадат на заредени частици - йони. Обратното явление е моларизацията или асоциацията. Образуването на йони се обяснява с теорията за електролитната дисоциация (Arrhenius, 1887). Механизмът на разлагане на химични съединения по време на топене и разтваряне се влияе от характеристиките на видовете химични връзки, структурата и природата на разтворителя.

Електролити и непроводници

В разтвори и стопилки се получава разрушаване на кристални решетки и молекули - електролитна дисоциация (ЕД). Разграждането на веществата е придружено от образуването на йони, появата на такова свойство като електрическа проводимост. Не всяко съединение може да се дисоциира, а само вещества, които първоначално се състоят от йони или силно полярни частици. Наличието на свободни йони обяснява свойството на електролитите да провеждат ток. Основи, соли, много неорганични и някои органични киселини имат тази способност. Непроводниците са съставени от нискополярни или неполяризирани молекули. Те не се разлагат на йони, тъй като са неелектролити (много органични съединения). Носители на заряд са положителни и отрицателни йони (катиони и аниони).

Ролята на S. Arrhenius и други химици в изследването на дисоциацията

Теорията за електролитната дисоциация е обоснована през 1887 г. от шведския учен С. Арениус. Но първите задълбочени изследвания на свойствата на разтворите са извършени от руския учен М. Ломоносов. Допринесе за изследването на заредените частици, възникващи от разтварянето на вещества, Т. Гротгус и М. Фарадей, Р. Ленц. Арениус доказа, че много неорганични и някои органични съединения са електролити. Шведският учен обясни електропроводимостта на разтворите с разпадането на материята на йони. Теорията на електролитната дисоциация на Арениус не придава значение на прякото участие на водните молекули в този процес. Руските учени Менделеев, Каблуков, Коновалов и други смятат, че възниква солватация - взаимодействието на разтворител и разтворено вещество. Когато става дума за водни системи се използва наименованието „хидратация“. Това е сложен физико-химичен процес, доказан от образуването на хидрати, топлинни явления, промяна в цвета на веществото и появата на утайка.

Основни положения на теорията на електролитната дисоциация (TED)

Много учени са работили за усъвършенстване на теорията на S. Arrhenius. Това изискваше неговото подобрение, като се вземат предвид съвременните данни за структурата на атома, химическата връзка. Формулирани са основните положения на TED, които се различават от класическите тези от края на 19 век:

Явленията, които се случват, трябва да се вземат предвид при съставяне на уравнения: приложете специален знак за обратим процес, пребройте отрицателните и положителните заряди: те трябва да бъдат еднакви общо.

Механизъм на ЕД на йонни вещества

Съвременната теория на електролитната дисоциация отчита структурата на веществата-електролити и разтворители. При разтваряне връзките между противоположно заредените частици в йонните кристали се разрушават под въздействието на полярните водни молекули. Те буквално "издърпват" йони от общата маса в разтвора. Разпадането се придружава от образуването на солватна (във вода - хидратна) обвивка около йоните. В допълнение към водата, кетоните и нисшите алкохоли имат повишена диелектрична константа. По време на дисоциацията на натриев хлорид в йони Na ​​+ и Cl - се записва началният етап, който е придружен от ориентацията на водните диполи спрямо повърхностните йони в кристала. В последния етап хидратираните йони се освобождават и дифундират в течността.

Механизмът на ED на съединения с ковалентна силно полярна връзка

Молекулите на разтворителя засягат елементите на кристалната структура на нейонните вещества. Например, действието на водните диполи върху солната киселина води до промяна на вида на връзката в молекулата от ковалентна полярна към йонна. Веществото се дисоциира, хидратираните водородни и хлорни йони влизат в разтвора. Този пример доказва важността на онези процеси, които протичат между частиците на разтворителя и разтвореното съединение. Именно това взаимодействие води до образуването на електролитни йони.

Теорията на електролитната дисоциация и основните класове неорганични съединения

В светлината на основните разпоредби на TED, киселината може да се нарече електролит, по време на разпадането на който от положителни йони може да се открие само протонът H +. Дисоциацията на основата се придружава от образуване или освобождаване от кристалната решетка само на ОН аниона и металния катион. Нормалната сол, когато се разтвори, дава положителен метален йон и отрицателен киселинен остатък. Основната сол се отличава с наличието на два вида аниони: ОН група и киселинен остатък. В киселата сол сред катионите присъстват само водород и метал.

Силата на електролитите

За да се характеризира състоянието на веществото в разтвор, се използва физична величина - степента на дисоциация (α). Стойността му се намира от отношението на броя на разложените молекули към общия им брой в разтвора. Дълбочината на дисоциация се определя от различни условия. Важни са диелектричните свойства на разтворителя и структурата на разтвореното съединение. Обикновено степента на дисоциация намалява с увеличаване на концентрацията и се увеличава с повишаване на температурата. Често степента на дисоциация на определено вещество се изразява в части от единица.

Класификация на електролитите

Теорията на електролитната дисоциация в края на 19 век не съдържа разпоредби за взаимодействието на йони в разтвор. Ефектът на водните молекули върху разпределението на катиони и аниони изглежда незначителен за Арениус. Идеите на Арениус за силните и слабите електролити са формални. Въз основа на класическите разпоредби можете да получите стойността α = 0,75-0,95 за силни електролити. Експериментите доказаха необратимостта на тяхната дисоциация (α → 1). Разтворимите соли, сярната и солната киселина, алкалите почти напълно се разлагат на йони. Сярна, азотиста, флуороводородна, ортофосфорна киселини частично се дисоциират. Силициевата, оцетната, сероводородната и въглеродната киселина, амониевият хидроксид, неразтворимите основи се считат за слаби електролити. Водата също се счита за слаб електролит. Малка част от молекулите на H 2 O се дисоциират и едновременно с това настъпва моларизация на йони.

Добре известно е, че разтворите могат да придобият някои качества, които не се наблюдават в нито един от компонентите, взети поотделно. И така, водният разтвор на NaCl провежда добре електричество, докато нито чистата вода, нито сухата сол имат електрическа проводимост. В тази връзка всички разтворени вещества обикновено се разделят на два вида:

1) наричат ​​се вещества, чиито разтвори имат електрическа проводимост електролити;

2) наричат ​​се вещества, чиито разтвори нямат електрическа проводимост неелектролити.

Неелектролитите включват оксиди, газове, повечето органични съединения (въглеводороди, алкохоли, алдехиди, кетони и др.).

Електролитите включват повечето неорганични и някои органични киселини, основи и соли.

Появата на електропроводимост в електролитни разтвори е обяснена от С. Арениус, който през 1887 г. предлага теория на електролитната дисоциация:

Електролитната дисоциация е процес на разлагане на електролит на йони под действието на молекули на разтворителя.

Основната причина за електролитната дисоциация е процесът на солватация (хидратация) на йони. Солватацията пречи на обратния процес рекомбинацияйони, наричани още асоциацияили моларизация.

В тази връзка могат да се формулират някои разпоредби:

1) вещества с йонен или близък до йонен тип химична връзка претърпяват дисоциация;

2) процесът на дисоциация протича по-силно в полярен разтворител и по-слабо (ако изобщо е възможно) в неполярен разтворител;

3) процесът на дисоциация е толкова по-силен, колкото по-висока е диелектричната константа на разтворителя.

Най-общо процесът на електролитна дисоциация във вода може да бъде представен по следния начин:

Kt n An m  ( х  г)H 2 O ⇄ n m+  m n  ,

където Kt m + е положително зареден йон ( катион);

An n  е отрицателно зареден йон ( анион).

Количества хИ г, отразяващи броя на водните молекули в хидратационните черупки, варират в широки граници в зависимост от природата и концентрацията на йони, температура, налягане и др. В това отношение е по-удобно да се използват опростените уравнения на електролитната дисоциация, т.е. с изключение на хидратацията:

NaCl Na +  Cl  ;

CuSO 4 Cu 2+  SO 4 2 ;

K 3 PO 4 3K +  PO 4 3  .

Трябва обаче да се има предвид, че по време на дисоциацията на киселини във водни разтвори не се образуват свободни H + йони, а по-скоро стабилни хидроксониеви йони H 3 O +, така че уравнението на дисоциация за киселина (например HCl) трябва да изглежда така:

HCl  H 2 O H 3 O +  Cl  .

В химическата литература обаче по-често има форма на нотация, която отразява само процеса на разлагане на електролита, без да се отчита ефектът на хидратацията. По-нататък ще използваме и опростена терминология.

Силни и слаби електролити

Количествената характеристика на процеса на електролитна дисоциация е степента на дисоциация.

Степен на дисоциация е съотношението на количеството електролит, разложено на йони (н), към общото количество електролит (н 0 ):

Стойността на  се изразява в части от единица или в % и зависи от естеството на електролита, разтворителя, температурата, концентрацията и състава на разтвора.

Разтворителят играе специална роля: в редица случаи при преминаване от водни разтвори към органични разтворители степента на дисоциация на електролитите може рязко да се увеличи или намали. В бъдеще, при липса на специални инструкции, ще приемем, че разтворителят е вода.

Според степента на дисоциация електролитите условно се делят на силен ( > 30%), среден (3% <  < 30%) и слаб ( < 3%).

Силните електролити включват:

1) някои неорганични киселини (HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4 и редица други);

2) хидроксиди на алкални (Li, Na, K, Rb, Cs) и алкалоземни (Ca, Sr, Ba) метали;

3) почти всички разтворими соли.

Електролитите със средна сила включват Mg (OH) 2, H 3 PO 4, HCOOH, H 2 SO 3, HF и някои други.

Всички карбоксилни киселини (с изключение на HCOOH) и хидратирани форми на алифатни и ароматни амини се считат за слаби електролити. Слаби електролити също са много неорганични киселини (HCN, H 2 S, H 2 CO 3 и др.) И основи (NH 3 ∙ H 2 O).

Въпреки някои прилики, като цяло не трябва да се идентифицира разтворимостта на дадено вещество с неговата степен на дисоциация. И така, оцетната киселина и етиловият алкохол са безкрайно разтворими във вода, но в същото време първото вещество е слаб електролит, а второто е неелектролит.