Διατυπώθηκαν οι κύριες θεωρητικές διατάξεις της ηλεκτρολυτικής διάστασης. Βασικές διατάξεις της θεωρίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης. Λέξεις-κλειδιά και φράσεις

ηλεκτρολύτες - ουσίες, υδατικά διαλύματα και τήγματα των οποίων αγώγουν ηλεκτρικό ρεύμα. Αυτές οι ουσίες έχουν ιοντικούς και ομοιοπολικούς εξαιρετικά πολικούς δεσμούς. Οι ηλεκτρολύτες είναι οξέα, βάσεις, άλατα. Η συμπεριφορά των ηλεκτρολυτών στο διάλυμα εξηγείται από τη θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης που διατυπώθηκε από Σβάντε Αρρένιοςτο 1887:

Ουσίες των οποίων τα διαλύματα είναι ηλεκτρολύτες, όταν διαλυθούν, αποσυντίθενται σε σωματίδια (ιόντα) που φέρουν θετικά και αρνητικά φορτία.

Η διαδικασία με την οποία ένας ηλεκτρολύτης διασπάται σε ιόντα ονομάζεται ηλεκτρολυτική διάσταση.Υπό την επίδραση ηλεκτρικής τάσης, τα θετικά φορτισμένα ιόντα κινούνται προς την κάθοδο και τα αρνητικά φορτισμένα προς την άνοδο.

Τα ιόντα που είναι θετικά φορτισμένα ονομάζονται κατιόντακαι αρνητικά φορτισμένα ιόντα - ανιόντα. Τα κατιόντα είναι θετικά φορτισμένα μεταλλικά ιόντα, ιόν υδρογόνου, NH 4 +, ανιόντα - υπολείμματα οξέος και ιόν υδροξειδίου. Η τιμή του φορτίου του ιόντος συμπίπτει με το σθένος του ατόμου ή του υπολείμματος οξέος και ο αριθμός των θετικών φορτίων είναι ίσος με τον αριθμό των αρνητικών. Επομένως, η λύση στο σύνολό της είναι ηλεκτρικά ουδέτερη. Η διαδικασία της ηλεκτρολυτικής διάστασης απεικονίζεται ως εξής:

NaCl ↔ Na + + Cl‾

H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2–

Η θεωρία του Arrhenius εξήγησε πολλά φαινόμενα που σχετίζονται με τις ιδιότητες των διαλυμάτων ηλεκτρολυτών, αλλά δεν απάντησε στο ερώτημα: γιατί ορισμένες ουσίες είναι ηλεκτρολύτες, ενώ άλλες όχι, και επίσης τι ρόλο παίζει ο διαλύτης στο σχηματισμό ιόντων.

2 . Μηχανισμός διάσπασης

Η θεωρία της διαδικασίας διάσπασης αναπτύχθηκε από τον Ι.Α. Τακούνια (1891).

Φανταστείτε ότι ένας ιονικός κρύσταλλος, όπως το NaCl, εισάγεται στο νερό. Κάθε ιόν που βρίσκεται στην επιφάνεια του κρυστάλλου σχηματίζει ένα ηλεκτρικό πεδίο γύρω του. Κοντά στο Na +, δημιουργείται ένα θετικό πεδίο, κοντά στο Cl - δίνεται ένα ηλεκτροστατικό πεδίο αρνητικού πρόσημου. Η επίδραση αυτών των πεδίων εκτείνεται σε κάποια απόσταση από τον κρύσταλλο. Σε διάλυμα, ο κρύσταλλος περιβάλλεται από όλες τις πλευρές από τυχαία κινούμενα μόρια νερού. Μπαίνοντας στο πεδίο δράσης των ηλεκτρικά φορτισμένων ιόντων, αλλάζουν την κίνησή τους: σε άμεση γειτνίαση με τον κρύσταλλο, προσανατολίζονται με τέτοιο τρόπο ώστε ο θετικά φορτισμένος πόλος να κατευθύνεται προς τα αρνητικά φορτισμένα ιόντα Cl - δίπολα νερού και προς το θετικά φορτισμένο ιόν Na + - ο αρνητικά φορτισμένος πόλος (Εικ. 1). Αυτό το φαινόμενο ονομάζεται προσανατολισμός των πολικών μορίων σε ένα ηλεκτροστατικό πεδίο. Οι δυνάμεις έλξης Coulomb δρουν μεταξύ των ιόντων και των διπόλων του νερού. Ως αποτέλεσμα της αλληλεπίδρασης ιόντος-διπόλου, απελευθερώνεται ενέργεια, η οποία συμβάλλει στη διάσπαση των ιοντικών δεσμών στον κρύσταλλο και στη μεταφορά του ιόντος από τον κρύσταλλο στο διάλυμα. Τα ιόντα που διαχωρίζονται το ένα από το άλλο αμέσως μετά το σπάσιμο του δεσμού μεταξύ τους περιβάλλονται στενά από πολικά μόρια νερού και γίνονται εντελώς ενυδατωμένο. Το φαινόμενο της αλληλεπίδρασης ιόντων με μόρια νερού, με αποτέλεσμα τον σχηματισμό ενός κελύφους ενυδάτωσης, ονομάζεται ενυδάτωση ιόντων.

Ρύζι. 1. Διάσταση ιοντικών ενώσεων

Τα ενυδατωμένα ιόντα που έχουν αντίθετα φορτία μπορούν να αλληλεπιδράσουν μεταξύ τους. Αλλά δεδομένου ότι τα ιόντα κινούνται σε διάλυμα μαζί με κελύφη ενυδάτωσης, η δύναμη της αλληλεπίδρασής τους μειώνεται σημαντικά και είναι ικανά να υπάρχουν ανεξάρτητα.

Όταν οι πολικές ενώσεις διαλύονται, εμφανίζεται ο προσανατολισμός των διπόλων του νερού γύρω από τα διαλυμένα μόρια, με αποτέλεσμα να γίνονται ακόμη πιο πολωμένα. Ο πολικός ομοιοπολικός δεσμός μεταξύ των ατόμων γίνεται ιοντικός. Το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων μετατοπίζεται προς ένα από τα άτομα (Εικ. 2).

Ρύζι. 2. Διάσταση μορίων με πολικό ομοιοπολικό δεσμό

Για παράδειγμα, στο HCl, ένα ζεύγος ηλεκτρονίων μετατοπίζεται σε ένα άτομο χλωρίου, το οποίο μετατρέπεται σε ένα ένυδρο ιόν χλωρίου και ένα πρωτόνιο με ένα μόριο νερού σχηματίζει ένα σύνθετο θετικά φορτισμένο σωματίδιο H 3 O + - ένα ιόν υδροξονίου.

HCl + xH 2 O ↔ H 3 O + + Cl - ∙yH 2 O

Έτσι, οι ηλεκτρολύτες μπορούν να είναι μόνο ενώσεις με ιοντικούς ή πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς. Οι ηλεκτρολύτες μπορούν να διαχωριστούν μόνο σε πολικούς διαλύτες.

Η αγωγιμότητα ουσιών ηλεκτρικού ρεύματος ή η έλλειψη αγωγιμότητας μπορεί να παρατηρηθεί χρησιμοποιώντας μια απλή συσκευή.

Αποτελείται από ράβδους άνθρακα (ηλεκτρόδια) που συνδέονται με καλώδια σε ένα ηλεκτρικό δίκτυο. Στο κύκλωμα περιλαμβάνεται ένας ηλεκτρικός λαμπτήρας, ο οποίος υποδεικνύει την παρουσία ή την απουσία ρεύματος στο κύκλωμα. Εάν τα ηλεκτρόδια είναι βυθισμένα σε διάλυμα ζάχαρης, η λάμπα δεν ανάβει. Αλλά θα ανάψει έντονα εάν χαμηλωθούν σε διάλυμα χλωριούχου νατρίου.

Οι ουσίες που διασπώνται σε ιόντα σε διαλύματα ή τήκονται και επομένως φέρουν ηλεκτρισμό ονομάζονται ηλεκτρολύτες.

Οι ουσίες που δεν διασπώνται σε ιόντα υπό τις ίδιες συνθήκες και δεν μεταφέρουν ηλεκτρικό ρεύμα ονομάζονται μη ηλεκτρολύτες.

Οι ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν οξέα, βάσεις και σχεδόν όλα τα άλατα.

Οι μη ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν τις περισσότερες οργανικές ενώσεις, καθώς και ουσίες στα μόρια των οποίων υπάρχουν μόνο ομοιοπολικοί μη πολικοί ή χαμηλοπολικοί δεσμοί.

Οι ηλεκτρολύτες είναι αγωγοί του δεύτερου είδους. Σε διάλυμα ή τήγμα, αποσυντίθενται σε ιόντα, λόγω των οποίων ρέει το ρεύμα. Προφανώς, όσο περισσότερα ιόντα σε ένα διάλυμα, τόσο καλύτερα άγει τον ηλεκτρισμό. Το καθαρό νερό άγει τον ηλεκτρισμό πολύ άσχημα.

Διάκριση μεταξύ ισχυρών και αδύναμων ηλεκτρολυτών.

Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες διασπώνται πλήρως σε ιόντα όταν διαλυθούν.

Αυτά περιλαμβάνουν:

1) σχεδόν όλα τα άλατα.

2) πολλά ανόργανα οξέα, για παράδειγμα H 2 SO 4 , HNO 3 , Hcl, HBr, HI, HMnO 4 , HClO 3 , HClO 4 ;

3) βάσεις μετάλλων αλκαλίων και αλκαλικών γαιών.

Αδύναμοι ηλεκτρολύτεςόταν διαλύονται στο νερό, διασπώνται μόνο εν μέρει σε ιόντα.

Αυτά περιλαμβάνουν:

1) σχεδόν όλα τα οργανικά οξέα.

2) μερικά ανόργανα οξέα, για παράδειγμα H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, HClO, H 2 SiO 3;

3) πολλές μεταλλικές βάσεις (εκτός από βάσεις αλκαλίων και μετάλλων αλκαλικών γαιών), καθώς και NH 4 OH, που μπορεί να αναπαρασταθεί ως ένυδρη αμμωνία NH 3 ∙H 2 O.

Το νερό είναι ένας αδύναμος ηλεκτρολύτης.

Οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες δεν μπορούν να δώσουν υψηλή συγκέντρωση ιόντων στο διάλυμα.

Βασικές διατάξεις της θεωρίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης.

Η διάσπαση των ηλεκτρολυτών σε ιόντα όταν διαλυθούν στο νερό ονομάζεται ηλεκτρολυτική διάσταση.

Έτσι, το χλωριούχο νάτριο NaCl, όταν διαλύεται στο νερό, αποσυντίθεται πλήρως σε ιόντα νατρίου Na + και ιόντα χλωρίου Cl -.

Το νερό σχηματίζει ιόντα υδρογόνου H + και ιόντα υδροξειδίου OH - μόνο σε πολύ μικρές ποσότητες.

Για να εξηγήσει τα χαρακτηριστικά των υδατικών διαλυμάτων ηλεκτρολυτών, ο Σουηδός επιστήμονας S. Arrhenius το 1887 πρότεινε τη θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης. Αργότερα αναπτύχθηκε από πολλούς επιστήμονες με βάση τη θεωρία της δομής των ατόμων και των χημικών δεσμών.

Το τρέχον περιεχόμενο αυτής της θεωρίας μπορεί να περιοριστεί στις ακόλουθες τρεις προτάσεις:

1. Όταν διαλύονται στο νερό, οι ηλεκτρολύτες αποσυντίθενται (διασπώνται) σε ιόντα - θετικά και αρνητικά.

Τα ιόντα βρίσκονται σε πιο σταθερές ηλεκτρονικές καταστάσεις από τα άτομα. Μπορούν να αποτελούνται από ένα άτομο - αυτά είναι απλά ιόντα (Na +, Mg 2+, Al 3+, κ.λπ.) - ή από πολλά άτομα - αυτά είναι σύνθετα ιόντα (NO 3 -, SO 2- 4, PO Z- 4 και τα λοιπά.).

2. Υπό τη δράση ενός ηλεκτρικού ρεύματος, τα ιόντα αποκτούν μια κατευθυνόμενη κίνηση: θετικά φορτισμένα ιόντα κινούνται προς την κάθοδο, αρνητικά φορτισμένα - προς την άνοδο. Επομένως, τα πρώτα ονομάζονται κατιόντα, τα δεύτερα - ανιόντα.

Η κατευθυνόμενη κίνηση των ιόντων συμβαίνει ως αποτέλεσμα της έλξης τους από αντίθετα φορτισμένα ηλεκτρόδια.

3. Η διάσταση είναι μια αναστρέψιμη διαδικασία: παράλληλα με τη διάσπαση των μορίων σε ιόντα (διάσπαση), προχωρά η διαδικασία σύνδεσης ιόντων (σύνδεση).

Επομένως, στις εξισώσεις ηλεκτρολυτικής διάστασης αντί για το πρόσημο ίσου τίθεται το πρόσημο της αντιστρεψιμότητας. Για παράδειγμα, η εξίσωση για τη διάσταση ενός μορίου ηλεκτρολύτη ΚΑ σε ένα κατιόν K + και ένα ανιόν Α - σε γενική μορφή γράφεται ως εξής:

KA ↔ K + + A -

Η θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης είναι μια από τις κύριες θεωρίες στην ανόργανη χημεία και είναι πλήρως συνεπής με την ατομική και μοριακή θεωρία και τη θεωρία της δομής του ατόμου.

Βαθμός διάσπασης.

Μία από τις σημαντικότερες έννοιες της θεωρίας του Arrhenius της ηλεκτρολυτικής διάστασης είναι η έννοια του βαθμού διάστασης.

Ο βαθμός διάστασης (a) είναι η αναλογία του αριθμού των μορίων που έχουν διασπαστεί σε ιόντα (n "), προς τον συνολικό αριθμό των διαλυμένων μορίων (n):

Ο βαθμός διάστασης του ηλεκτρολύτη προσδιορίζεται εμπειρικά και εκφράζεται σε κλάσματα μονάδας ή ως ποσοστό. Εάν α = 0, τότε δεν υπάρχει διάσταση, και εάν α = 1 ή 100%, τότε ο ηλεκτρολύτης αποσυντίθεται πλήρως σε ιόντα. Αν α = 20%, τότε αυτό σημαίνει ότι από τα 100 μόρια αυτού του ηλεκτρολύτη, τα 20 αποσυντίθενται σε ιόντα.

Διαφορετικοί ηλεκτρολύτες έχουν διαφορετικούς βαθμούς διάστασης. Η εμπειρία δείχνει ότι εξαρτάται από τη συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη και από τη θερμοκρασία. Με μείωση της συγκέντρωσης ηλεκτρολυτών, δηλ. όταν αραιώνεται με νερό, ο βαθμός διάστασης αυξάνεται πάντα. Κατά κανόνα, αυξάνεται ο βαθμός διάστασης και η αύξηση της θερμοκρασίας. Ανάλογα με το βαθμό διάστασης, οι ηλεκτρολύτες χωρίζονται σε ισχυρούς και ασθενείς.

Ας εξετάσουμε τη μετατόπιση της ισορροπίας που δημιουργείται μεταξύ των μη διασπασμένων μορίων και των ιόντων κατά την ηλεκτρολυτική διάσταση ενός αδύναμου ηλεκτρολύτη - οξικού οξέος:

CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +

Όταν ένα διάλυμα οξικού οξέος αραιώνεται με νερό, η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς το σχηματισμό ιόντων - ο βαθμός διάστασης του οξέος αυξάνεται. Αντίθετα, όταν το διάλυμα εξατμίζεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς το σχηματισμό μορίων οξέος - ο βαθμός διάστασης μειώνεται.

Είναι προφανές από αυτή την έκφραση ότι το α μπορεί να ποικίλλει από 0 (χωρίς διάσταση) έως 1 (πλήρης διάσταση). Ο βαθμός διάστασης εκφράζεται συχνά ως ποσοστό. Ο βαθμός διάστασης ηλεκτρολυτών μπορεί να προσδιοριστεί μόνο πειραματικά, για παράδειγμα, με μέτρηση του σημείου πήξης του διαλύματος, από την ηλεκτρική αγωγιμότητα του διαλύματος κ.λπ.

Μηχανισμός διάσπασης

Οι ουσίες με ιοντικό δεσμό διασπώνται πιο εύκολα. Όπως γνωρίζετε, αυτές οι ουσίες αποτελούνται από ιόντα. Όταν διαλύονται, τα δίπολα του νερού προσανατολίζονται γύρω από τα θετικά και τα αρνητικά ιόντα. Δυνάμεις αμοιβαίας έλξης προκύπτουν μεταξύ των ιόντων και των διπόλων του νερού. Ως αποτέλεσμα, ο δεσμός μεταξύ των ιόντων εξασθενεί και συμβαίνει η μετάβαση των ιόντων από τον κρύσταλλο στο διάλυμα. Στην περίπτωση αυτή σχηματίζονται ενυδατωμένα ιόντα, δηλ. ιόντα χημικά συνδεδεμένα με μόρια νερού.

Ομοίως, οι ηλεκτρολύτες, των οποίων τα μόρια σχηματίζονται ανάλογα με τον τύπο του πολικού ομοιοπολικού δεσμού (πολικά μόρια), επίσης διαχωρίζονται. Τα δίπολα του νερού προσανατολίζονται επίσης γύρω από κάθε πολικό μόριο της ουσίας, τα οποία έλκονται από τους αρνητικούς τους πόλους στον θετικό πόλο του μορίου και από τους θετικούς τους πόλους στον αρνητικό πόλο. Ως αποτέλεσμα αυτής της αλληλεπίδρασης, το δεσμευτικό νέφος ηλεκτρονίων (ζεύγος ηλεκτρονίων) μετατοπίζεται πλήρως σε ένα άτομο με υψηλότερη ηλεκτραρνητικότητα, το πολικό μόριο μετατρέπεται σε ιοντικό και στη συνέχεια σχηματίζονται εύκολα ενυδατωμένα ιόντα:

Η διάσταση των πολικών μορίων μπορεί να είναι πλήρης ή μερική.

Έτσι, οι ηλεκτρολύτες είναι ενώσεις με ιοντικό ή πολικό δεσμό - άλατα, οξέα και βάσεις. Και μπορούν να διασπαστούν σε ιόντα σε πολικούς διαλύτες.

σταθερά διάστασης.

σταθερά διάστασης. Ένα πιο ακριβές χαρακτηριστικό της διάστασης του ηλεκτρολύτη είναι η σταθερά διάστασης, η οποία δεν εξαρτάται από τη συγκέντρωση του διαλύματος.

Η έκφραση για τη σταθερά διάστασης μπορεί να ληφθεί γράφοντας την εξίσωση αντίδρασης για τη διάσταση του ηλεκτρολύτη ΑΚ σε μια γενική μορφή:

A K → A - + K + .

Δεδομένου ότι η διάσταση είναι μια αναστρέψιμη διαδικασία ισορροπίας, ο νόμος της δράσης μάζας ισχύει για αυτήν την αντίδραση και η σταθερά ισορροπίας μπορεί να οριστεί ως:

όπου K είναι η σταθερά διάστασης, η οποία εξαρτάται από τη θερμοκρασία και τη φύση του ηλεκτρολύτη και του διαλύτη, αλλά δεν εξαρτάται από τη συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη.

Το εύρος των σταθερών ισορροπίας για διαφορετικές αντιδράσεις είναι πολύ μεγάλο - από 10 -16 έως 10 15 . Για παράδειγμα, υψηλή τιμή ΠΡΟΣ ΤΗΝγια αντίδραση

σημαίνει ότι εάν μεταλλικός χαλκός εισάγεται σε διάλυμα που περιέχει ιόντα αργύρου Ag +, τότε τη στιγμή της ισορροπίας, η συγκέντρωση των ιόντων χαλκού είναι πολύ μεγαλύτερη από το τετράγωνο της συγκέντρωσης των ιόντων αργύρου 2. Αντίθετα, χαμηλή τιμή ΠΡΟΣ ΤΗΝσε αντίδραση

δείχνει ότι μέχρι να επιτευχθεί η ισορροπία, μια αμελητέα ποσότητα ιωδιούχου αργύρου AgI είχε διαλυθεί.

Δώστε ιδιαίτερη προσοχή στη μορφή γραφής εκφράσεων για τη σταθερά ισορροπίας.Εάν οι συγκεντρώσεις ορισμένων αντιδραστηρίων δεν αλλάζουν σημαντικά κατά τη διάρκεια της αντίδρασης, τότε δεν γράφονται στην έκφραση για τη σταθερά ισορροπίας (τέτοιες σταθερές συμβολίζονται με K 1).

Έτσι, για την αντίδραση του χαλκού με το ασήμι, η έκφραση θα είναι λανθασμένη:

Η σωστή μορφή θα ήταν:

Αυτό εξηγείται από το γεγονός ότι οι συγκεντρώσεις μεταλλικού χαλκού και αργύρου εισάγονται στη σταθερά ισορροπίας. Οι συγκεντρώσεις χαλκού και αργύρου καθορίζονται από την πυκνότητά τους και δεν μπορούν να μεταβληθούν. Επομένως, δεν έχει νόημα να λαμβάνονται υπόψη αυτές οι συγκεντρώσεις κατά τον υπολογισμό της σταθεράς ισορροπίας.

Οι εκφράσεις για τις σταθερές ισορροπίας στη διάλυση του AgCl και του AgI εξηγούνται με παρόμοιο τρόπο

Προϊόν διαλυτότητας. Οι σταθερές διάστασης των ελάχιστα διαλυτών αλάτων και των υδροξειδίων μετάλλων ονομάζονται γινόμενο της διαλυτότητας των αντίστοιχων ουσιών (που συμβολίζονται με PR).

Για την αντίδραση διάστασης νερού

η σταθερή έκφραση θα ήταν:

Αυτό εξηγείται από το γεγονός ότι η συγκέντρωση του νερού κατά τις αντιδράσεις σε υδατικά διαλύματα αλλάζει πολύ ελαφρά. Επομένως, θεωρείται ότι η συγκέντρωση του [H 2 O] παραμένει σταθερή και εισάγεται στη σταθερά ισορροπίας.

Οξέα, βάσεις και άλατα από την άποψη της ηλεκτρολυτικής διάστασης.

Χρησιμοποιώντας τη θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης, δίνονται ορισμοί και περιγράφονται οι ιδιότητες των οξέων, των βάσεων και των αλάτων.

Οι ηλεκτρολύτες ονομάζονται οξέα, κατά τη διάσταση των οποίων σχηματίζονται μόνο κατιόντα υδρογόνου ως κατιόντα.

Για παράδειγμα:

HCl ↔ H + + C l - ;

CH 3 COOH ↔ H + + CH 3 COO -

Η διάσταση ενός πολυβασικού οξέος προχωρά κυρίως στο πρώτο στάδιο, σε μικρότερο βαθμό στο δεύτερο και μόνο σε μικρό βαθμό στο τρίτο. Επομένως, σε ένα υδατικό διάλυμα, για παράδειγμα, φωσφορικό οξύ, μαζί με μόρια H 3 RO 4, υπάρχουν ιόντα (σε διαδοχικά φθίνουσες ποσότητες) H 2 RO 2-4, HPO 2-4 και RO 3-4

H 3 RO 4 ↔ N + + H 2 RO - 4 (πρώτο στάδιο)

H 2 RO - 4 ↔ H + + HPO 2- 4 (δεύτερο στάδιο)

NRO 2- 4 ↔ H + PO Z- 4 (τρίτο στάδιο)

Η βασικότητα ενός οξέος καθορίζεται από τον αριθμό των κατιόντων υδρογόνου που σχηματίζονται κατά τη διάσταση.

Έτσι, HCl, HNO 3 - μονοβασικά οξέα - σχηματίζεται ένα κατιόν υδρογόνου.

H 2 S, H 2 CO 3, H 2 SO 4 - διβασικό,

Τα H 3 PO 4, H 3 AsO 4 είναι τριβασικά, αφού σχηματίζονται δύο και τρία κατιόντα υδρογόνου, αντίστοιχα.

Από τα τέσσερα άτομα υδρογόνου που περιέχονται στο μόριο του οξικού οξέος CH 3 COOH, μόνο ένα, το οποίο είναι μέρος της καρβοξυλικής ομάδας - COOH, μπορεί να διαχωριστεί με τη μορφή κατιόντος Η +, - μονοβασικού οξικού οξέος.

Τα δύο και τα πολυβασικά οξέα διαχωρίζονται σταδιακά (σταδιακά).

Οι βάσεις ονομάζονται ηλεκτρολύτες, κατά τη διάσταση των οποίων σχηματίζονται μόνο ιόντα υδροξειδίου ως ανιόντα.

Για παράδειγμα:

KOH ↔ K + + OH - ;

NH 4 OH ↔ NH + 4 + OH -

Οι βάσεις που είναι διαλυτές στο νερό ονομάζονται αλκάλια. Είναι λίγοι από αυτούς. Αυτές είναι οι βάσεις των μετάλλων αλκαλίων και αλκαλικών γαιών: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH και Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2, Ra (OH) 2, και επίσης NH 4 OH. Οι περισσότερες βάσεις είναι ελαφρώς διαλυτές στο νερό.

Η οξύτητα μιας βάσης καθορίζεται από τον αριθμό των υδροξυλομάδων της (υδροξυομάδες). Για παράδειγμα, το NH 4 OH είναι μια βάση ενός οξέος, το Ca (OH) 2 είναι δύο οξέων, το Fe (OH) 3 είναι τρία οξέα, κ.λπ. Οι βάσεις δύο και πολυοξέων διαχωρίζονται σε βήματα

Ca (OH) 2 ↔ Ca (OH) + + OH - (πρώτο βήμα)

Ca (OH) + ↔ Ca 2+ + OH - (δεύτερο βήμα)

Ωστόσο, υπάρχουν ηλεκτρολύτες που, κατά τη διάσταση, σχηματίζουν ταυτόχρονα κατιόντα υδρογόνου και ιόντα υδροξειδίου. Αυτοί οι ηλεκτρολύτες ονομάζονται αμφολυτικοί ή αμφολύτες. Αυτά περιλαμβάνουν νερό, υδροξείδια ψευδαργύρου, αλουμίνιο, χρώμιο και μια σειρά από άλλες ουσίες. Το νερό, για παράδειγμα, διασπάται σε ιόντα H + και OH - (σε μικρές ποσότητες):

H 2 O ↔ H + + OH -

Επομένως, έχει εξίσου έντονες όξινες ιδιότητες, λόγω της παρουσίας κατιόντων υδρογόνου H +, και αλκαλικές ιδιότητες, λόγω της παρουσίας ιόντων ΟΗ -.

Η διάσταση του αμφοτερικού υδροξειδίου του ψευδαργύρου Zn(OH) 2 μπορεί να εκφραστεί με την εξίσωση

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

Τα άλατα ονομάζονται ηλεκτρολύτες, κατά τη διάσταση των οποίων σχηματίζονται μεταλλικά κατιόντα, καθώς και το κατιόν αμμωνίου (NH 4) και τα ανιόντα των υπολειμμάτων οξέος

Για παράδειγμα:

(NH 4) 2 SO 4 ↔ 2NH + 4 + SO 2- 4;

Na 3 PO 4 ↔ 3Na + + PO 3- 4

Έτσι διαχωρίζονται τα μεσαία άλατα. Τα οξέα και τα βασικά άλατα διασπώνται σταδιακά. Στα όξινα άλατα, τα μεταλλικά ιόντα πρώτα διασπώνται και μετά κατιόντα υδρογόνου. Για παράδειγμα:

KHSO 4 ↔ K + + HSO - 4

HSO - 4 ↔ H + + SO 2- 4

Στα βασικά άλατα, τα υπολείμματα οξέος πρώτα αποκόπτονται και μετά τα ιόντα υδροξειδίου.

Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH) + + Cl -

Βασικές διατάξεις του TED(οι βασικές διατάξεις της θεωρίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης διατυπώθηκαν από τον S. Arrhenius το 1887):

1. Τα μόρια του ηλεκτρολύτη, όταν διαλύονται στο νερό ή λιώνουν, αποσυντίθενται σε ιόντα.

2 .Σε διάλυμα ή τήγμα ηλεκτρολυτών, τα ιόντα κινούνται τυχαία. Όταν ένα ηλεκτρικό ρεύμα διέρχεται μέσω ενός διαλύματος ή τήγματος, τα θετικά φορτισμένα ιόντα κινούνται προς ένα αρνητικά φορτισμένο ηλεκτρόδιο (κάθοδος) και τα αρνητικά φορτισμένα ιόντα κινούνται προς ένα θετικά φορτισμένο ηλεκτρόδιο (άνοδος).

3 . Τα ιόντα διαφέρουν από τα άτομα τόσο στη δομή όσο και στις ιδιότητες.

4 .Η διάσταση πολλών ηλεκτρολυτών είναι μια αναστρέψιμη διαδικασία. Ταυτόχρονα, δύο αντίθετες διεργασίες συμβαίνουν: η διάσπαση των μορίων σε ιόντα (ιονισμός) και ο συνδυασμός των ιόντων σε μόρια (μοριακή μοριακή).

ηλεκτρολύτες- Πρόκειται για ουσίες των οποίων τα διαλύματα ή τα τήγματα διεξάγουν ηλεκτρικό ρεύμα.

Οι ηλεκτρολύτες που σχεδόν πλήρως διασπώνται σε ιόντα (ιονίζονται) ονομάζονται ισχυροί και οι ηλεκτρολύτες που δεν είναι πλήρως ιονισμένοι ονομάζονται αδύναμοι.

Για να χαρακτηριστεί ποσοτικά η πληρότητα της διάστασης, εισάγεται η έννοια του βαθμού διάστασης.

Βαθμός διάσπασης (  ) είναι ο λόγος του αριθμού των μορίων που διασπώνται σε ιόντα (n) προς τον συνολικό αριθμό των διαλυμένων μορίων (N): n / N

Ο βαθμός διάστασης εκφράζεται ως ποσοστό ή κλάσματα μιας μονάδας.

Σύμφωνα με το βαθμό διάστασης, οι ηλεκτρολύτες χωρίζονται συμβατικά σε:

Δυνατό - α > 0,3 (30%);

Αδύναμος - α< 0,03 (3%);

Μέση αντοχή - (3%) 0,03< α < 0,3 (30%)

Πειραματικά, ο βαθμός διάστασης προσδιορίζεται με τη μέτρηση της απόκλισης των συλλογικών ιδιοτήτων των διαλυμάτων ηλεκτρολυτών (συνήθως σημεία βρασμού και πήξης) από τις θεωρητικές εξαρτήσεις: Δt= iKΕκ

Η αλλαγή στο σημείο πήξης ή στο σημείο βρασμού των διαλυμάτων μπορεί να υπολογιστεί αφού εισαχθεί ένας συντελεστής που λαμβάνει υπόψη την αύξηση της συγκέντρωσης των κινητικά ανεξάρτητων σωματιδίων που προκαλείται από τη διάσταση ορισμένων μορίων σε ιόντα. Ο εμπειρικός συντελεστής που προτείνεται από τον van't HoffΕγώ(ισοτονική αναλογία)δείχνει τον βαθμό απόκλισης των κολλυγιακών ιδιοτήτων των διαλυμάτων ηλεκτρολυτών από διαλύματα μη πτητικών μη ηλεκτρολυτών. Τιμή συντελεστήΕγώγια διαλύματα ενός δεδομένου ηλεκτρολύτη αυξάνεται καθώς αραιώνεται, τείνει στο όριο σε έναν ακέραιο αριθμό ίσο με τον αριθμό των ιόντων που προκύπτουν κατά τη διάσταση της μονάδας τύπου του ηλεκτρολύτη.

Ποσοτικά, η ηλεκτρολυτική διάσταση μπορεί να χαρακτηριστεί ως μια αναστρέψιμη διεργασία ισορροπίαςσταθερά διάστασης: Kd= (K+)+ (Α-)/ (ΚΑ)Η εξίσωση ισχύει για αραιά διαλύματα ασθενών ηλεκτρολυτών. Όσο περισσότερο διαχωρίζεται ο ηλεκτρολύτης, τόσο ισχυρότερη είναι η σταθεράκδ. Σε αντίθεση με το βαθμό διάστασης, η σταθεράΤο Kd εξαρτάται μόνο από τη φύση του διαλύτη, τον ηλεκτρολύτη και τη θερμοκρασία, αλλά δεν εξαρτάται από τη συγκέντρωση του διαλύματος. Η ισορροπία μπορεί να μετατοπιστεί προσθέτοντας έναν ισχυρό ηλεκτρολύτη που έχει το ίδιο ιόν.

Μεταξύ σταθερώνκδκαι ο βαθμός διάστασης α, υπάρχει σχέση. Η σχέση μεταξύ του βαθμού διάστασηςα , συγκέντρωσηΜΕ και σταθερά διάστασηςΠΡΟΣ ΤΗΝ ρε εκφράζεται ηλεκτρολύτηςΟ νόμος αναπαραγωγής του Ostwald :

Οπου ΜΕ Ο είναι η συγκέντρωση οξέος πριν από τη διάσπαση,α είναι ο βαθμός διάστασης οξέος στο διάλυμα.
Για οξικό οξύΠΡΟΣ ΤΗΝ ρε = 1,85 ∙ 10 -5 .
Για έναν πολύ αδύναμο ηλεκτρολύτηα<<1 και μετά την τιμήα μπορεί να παραμεληθεί στον παρονομαστή (Ο νόμος της αραίωσης του Ostwald ):
ΠΡΟΣ ΤΗΝ ρε ≈ Γ Ο α 2 ή

Νόμος αραίωσης Ostwald - λόγος που εκφράζει την εξάρτηση της ισοδύναμης ηλεκτρικής αγωγιμότητας ενός αραιού διαλύματος ενός δυαδικού ασθενούς ηλεκτρολύτη από τη συγκέντρωση του διαλύματος:

Εδώ K είναι η σταθερά διάστασης του ηλεκτρολύτη, c είναι η συγκέντρωση, λ και λ ∞ - τιμές ισοδύναμης ηλεκτρικής αγωγιμότητας, αντίστοιχα, σε συγκέντρωση c και σε άπειρη αραίωση. Η αναλογία είναι συνέπεια του νόμου της μαζικής δράσης και της ισότητας

όπου α είναι ο βαθμός διάστασης.

Μπορούμε να υποθέσουμε ότι σε όλες τις διεργασίες σε διαλύματα ηλεκτρολυτών μόνο "ενεργά ιόντα», δηλ. ιόντωνπου επί του παρόντος δεν συμμετέχουν σε διαιονικές αλληλεπιδράσεις. Από αυτή την άποψη, για την εκτίμηση των συμπυκνωμένων επιπτώσεων, μια ποσότητα που ονομάζεταιδραστηριότητα(α) - αποτελεσματική συγκέντρωση, σύμφωνα με την οποία ο ηλεκτρολύτης εμπλέκεται σε διάφορες διεργασίες.

Δραστηριότητασχετίζεται με την πραγματική συγκέντρωση μιας διαλυμένης ουσίας από τη σχέση:

α =fC, όπου a είναι η δραστηριότητα του ηλεκτρολύτη, mol/l. —συγκέντρωση ηλεκτρολυτών, mol/l;φά– συντελεστής δραστηριότητας (<1) (безразмерный).

Συντελεστής δραστηριότηταςεκφράζει την απόκλιση ενός διαλύματος με συγκέντρωση C από τη συμπεριφορά ενός διαλύματος σε άπειρη αραίωση, δηλ. απουσία διαιονικών αλληλεπιδράσεων.

Σε αραιά διαλύματα, η φύση των ιόντων έχει μικρή επίδραση στις τιμές του συντελεστή δραστικότητας, αφού οι ενδοιονικές αλληλεπιδράσεις καθορίζονται μόνο από τα φορτία των ιόντων και τη συγκέντρωσή τους.

Το ποσοτικό χαρακτηριστικό των διαιονικών ηλεκτροστατικών αλληλεπιδράσεων είναι η ιοντική ισχύς του διαλύματος.

Η ιοντική ισχύς του διαλύματοςονομάζουν τιμή ίση με το μισό του αθροίσματος του γινομένου των συγκεντρώσεων όλων των ιόντων στο διάλυμα και του τετραγώνου του φορτίου τους:

Εγώ= 0,5 ∑ CiZi2, όπουCi είναι η μοριακή συγκέντρωση του ιόντοςΕγώσε διάλυμα?Ziείναι το φορτίο του ιόντοςΕγώ.

ετερογενείς διαδικασίεςείναι διεργασίες στο όριο φάσης. Οι ετερογενείς διεργασίες περιλαμβάνουν κυρίως διεργασίες που σχετίζονται με το σχηματισμό και τη διάλυση ελάχιστα διαλυτών ουσιών ιοντικού τύπου. Όταν τέτοιες ουσίες (ισχυροί ηλεκτρολύτες) έρχονται σε επαφή με το νερό, μερικά από τα ιόντα μπαίνουν στο διάλυμα και δημιουργείται μια δυναμική ισορροπία μεταξύ ενυδατωμένων ιόντων ηλεκτρολυτών σε ένα υδατικό διάλυμα και κρυστάλλων στερεάς φάσης - μια ετερογενής ισορροπία. Ένα διάλυμα σε ισορροπία με τη στερεά φάση ονομάζεται κορεσμένο.

Η θερμοδυναμική συνθήκη για την έναρξη της ισορροπίας στο σύστημα είναι η σταθερότητα της ενέργειας Gibbs ΔG=0, και η κινητική συνθήκη είναι η ισότητα των ρυθμών διαλυτοποίησης και κρυστάλλωσης.

Οι διεργασίες αναστρέψιμης διάλυσης συμβαίνουν στη διεπιφάνεια, ανεξάρτητα από την ποσότητα της κρυσταλλικής ουσίας, επειδή η συγκέντρωση (και η δραστηριότητά της) στη στερεά φάση παραμένει σταθερή. Ετερογενής σταθερά ισορροπίαςKsπου ονομάζεταισταθερά διαλυτότητας.

Όσο μικρότερη είναι η δραστηριότητα (συγκέντρωση) των ιόντων στο διάλυμα, τόσο μικρότερη είναι η τιμήKS και επομένως όσο μικρότερη είναι η διαλυτότητα.

Οι ουσίες-ηλεκτρολύτες όταν διαλυθούν στο νερό αποσυντίθενται σε φορτισμένα σωματίδια - ιόντα. Το αντίστροφο φαινόμενο είναι η μολίωση ή η συσχέτιση. Ο σχηματισμός ιόντων εξηγείται από τη θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης (Arrhenius, 1887). Ο μηχανισμός αποσύνθεσης των χημικών ενώσεων κατά την τήξη και τη διάλυση επηρεάζεται από τα χαρακτηριστικά των τύπων των χημικών δεσμών, τη δομή και τη φύση του διαλύτη.

Ηλεκτρολύτες και μη αγωγοί

Σε διαλύματα και τήγματα, συμβαίνει η καταστροφή των κρυσταλλικών δικτυωμάτων και των μορίων - ηλεκτρολυτική διάσταση (ED). Η αποσύνθεση των ουσιών συνοδεύεται από το σχηματισμό ιόντων, την εμφάνιση μιας τέτοιας ιδιότητας όπως η ηλεκτρική αγωγιμότητα. Δεν είναι κάθε ένωση ικανή να διασπαστεί, αλλά μόνο ουσίες που αρχικά αποτελούνται από ιόντα ή πολύ πολικά σωματίδια. Η παρουσία ελεύθερων ιόντων εξηγεί την ιδιότητα των ηλεκτρολυτών να μεταφέρουν ρεύμα. Βάσεις, άλατα, πολλά ανόργανα και μερικά οργανικά οξέα έχουν αυτή την ικανότητα. Οι μη αγωγοί αποτελούνται από μόρια χαμηλής πολικότητας ή μη πολωμένα. Δεν αποσυντίθενται σε ιόντα, επειδή είναι μη ηλεκτρολύτες (πολλές οργανικές ενώσεις). Φορείς φορτίου είναι τα θετικά και αρνητικά ιόντα (κατιόντα και ανιόντα).

Ο ρόλος του S. Arrhenius και άλλων χημικών στη μελέτη της διάστασης

Η θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης τεκμηριώθηκε το 1887 από έναν Σουηδό επιστήμονα S. Arrhenius. Όμως οι πρώτες εκτενείς μελέτες των ιδιοτήτων των διαλυμάτων έγιναν από τον Ρώσο επιστήμονα M. Lomonosov. Συνέβαλε στη μελέτη των φορτισμένων σωματιδίων που προκύπτουν από τη διάλυση ουσιών, οι T. Grotgus and M. Faraday, R. Lenz. Ο Arrhenius απέδειξε ότι πολλές ανόργανες και ορισμένες οργανικές ενώσεις είναι ηλεκτρολύτες. Ο Σουηδός επιστήμονας εξήγησε την ηλεκτρική αγωγιμότητα των διαλυμάτων με τη διάσπαση της ύλης σε ιόντα. Η θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης του Arrhenius δεν έδωσε σημασία στην άμεση συμμετοχή των μορίων του νερού σε αυτή τη διαδικασία. Οι Ρώσοι επιστήμονες Mendeleev, Kablukov, Konovalov και άλλοι πίστευαν ότι συμβαίνει η διαλυτότητα - η αλληλεπίδραση ενός διαλύτη και μιας διαλυμένης ουσίας. Όταν πρόκειται για συστήματα νερού, χρησιμοποιείται η ονομασία «ενυδάτωση». Πρόκειται για μια πολύπλοκη φυσική και χημική διαδικασία, όπως αποδεικνύεται από το σχηματισμό υδριτών, θερμικά φαινόμενα, αλλαγή στο χρώμα της ουσίας και εμφάνιση ιζήματος.

Βασικές διατάξεις της θεωρίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης (TED)

Πολλοί επιστήμονες έχουν εργαστεί για να βελτιώσουν τη θεωρία του S. Arrhenius. Απαιτούσε τη βελτίωσή του, λαμβάνοντας υπόψη τα σύγχρονα δεδομένα για τη δομή του ατόμου, τον χημικό δεσμό. Διατυπώνονται οι κύριες διατάξεις του TED, οι οποίες διαφέρουν από τις κλασικές διατριβές του τέλους του 19ου αιώνα:

Τα φαινόμενα που συμβαίνουν πρέπει να λαμβάνονται υπόψη κατά τη σύνταξη εξισώσεων: εφαρμόστε ένα ειδικό πρόσημο μιας αναστρέψιμης διαδικασίας, μετρήστε τα αρνητικά και θετικά φορτία: πρέπει να είναι τα ίδια συνολικά.

Μηχανισμός ΕΔ ιοντικών ουσιών

Η σύγχρονη θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης λαμβάνει υπόψη τη δομή των ουσιών-ηλεκτρολυτών και διαλυτών. Κατά τη διάλυση, οι δεσμοί μεταξύ των αντίθετα φορτισμένων σωματιδίων σε ιονικούς κρυστάλλους καταστρέφονται υπό την επίδραση των πολικών μορίων του νερού. Κυριολεκτικά «τραβούν» ιόντα από τη συνολική μάζα στο διάλυμα. Η αποσύνθεση συνοδεύεται από το σχηματισμό ενός επιδιαλυτωμένου (σε νερό - ένυδρο) κελύφους γύρω από τα ιόντα. Εκτός από το νερό, οι κετόνες και οι κατώτερες αλκοόλες έχουν αυξημένη διηλεκτρική σταθερά. Κατά τη διάσταση του χλωριούχου νατρίου σε ιόντα Na + και Cl - καταγράφεται το αρχικό στάδιο, το οποίο συνοδεύεται από τον προσανατολισμό των διπόλων του νερού σε σχέση με τα επιφανειακά ιόντα στον κρύσταλλο. Στο τελικό στάδιο, τα ενυδατωμένα ιόντα απελευθερώνονται και διαχέονται στο υγρό.

Ο Μηχανισμός της ΕΔ των Ενώσεων με Ομοιοπολικό Υψηλά Πολικό Δεσμό

Τα μόρια του διαλύτη επηρεάζουν τα στοιχεία της κρυσταλλικής δομής των μη ιοντικών ουσιών. Για παράδειγμα, η δράση των διπόλων του νερού στο υδροχλωρικό οξύ οδηγεί σε αλλαγή του τύπου του δεσμού στο μόριο από ομοιοπολικό πολικό σε ιοντικό. Η ουσία διασπάται, ενυδατωμένα ιόντα υδρογόνου και χλωρίου εισέρχονται στο διάλυμα. Αυτό το παράδειγμα αποδεικνύει τη σημασία εκείνων των διεργασιών που συμβαίνουν μεταξύ των σωματιδίων του διαλύτη και της διαλυμένης ένωσης. Είναι αυτή η αλληλεπίδραση που οδηγεί στο σχηματισμό ιόντων ηλεκτρολυτών.

Η θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης και οι κύριες κατηγορίες ανόργανων ενώσεων

Υπό το φως των βασικών διατάξεων του TED, ένα οξύ μπορεί να ονομαστεί ηλεκτρολύτης, κατά τη διάσπαση του οποίου, από θετικά ιόντα, μπορεί να ανιχνευθεί μόνο το πρωτόνιο H +. Η διάσταση της βάσης συνοδεύεται από το σχηματισμό ή την απελευθέρωση από το κρυσταλλικό πλέγμα μόνο του ανιόντος ΟΗ και του μεταλλικού κατιόντος. Ένα κανονικό άλας, όταν διαλυθεί, δίνει ένα θετικό ιόν μετάλλου και ένα αρνητικό υπόλειμμα οξέος. Το βασικό άλας διακρίνεται από την παρουσία δύο τύπων ανιόντων: μιας ομάδας ΟΗ και ενός υπολείμματος οξέος. Σε ένα όξινο άλας, μόνο υδρογόνο και ένα μέταλλο υπάρχουν μεταξύ των κατιόντων.

Η ισχύς των ηλεκτρολυτών

Για να χαρακτηριστεί η κατάσταση μιας ουσίας σε ένα διάλυμα, χρησιμοποιείται μια φυσική ποσότητα - ο βαθμός διάστασης (α). Η τιμή του βρίσκεται από την αναλογία του αριθμού των αποσυντεθειμένων μορίων προς τον συνολικό αριθμό τους στο διάλυμα. Το βάθος διάστασης καθορίζεται από διαφορετικές συνθήκες. Οι διηλεκτρικές ιδιότητες του διαλύτη και η δομή της διαλυμένης ένωσης είναι σημαντικές. Τυπικά, ο βαθμός διάστασης μειώνεται με την αύξηση της συγκέντρωσης και αυξάνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας. Συχνά ο βαθμός διάστασης μιας συγκεκριμένης ουσίας εκφράζεται σε κλάσματα ενότητας.

Ταξινόμηση ηλεκτρολυτών

Η θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης στα τέλη του 19ου αιώνα δεν περιείχε διατάξεις για την αλληλεπίδραση των ιόντων στο διάλυμα. Η επίδραση των μορίων του νερού στην κατανομή κατιόντων και ανιόντων φαινόταν ασήμαντη στον Arrhenius. Οι ιδέες του Arrhenius για τους ισχυρούς και τους ασθενείς ηλεκτρολύτες ήταν τυπικές. Με βάση τις κλασικές διατάξεις, μπορείτε να πάρετε την τιμή α = 0,75-0,95 για ισχυρούς ηλεκτρολύτες. Τα πειράματα απέδειξαν το μη αναστρέψιμο της διάστασής τους (α → 1). Τα διαλυτά άλατα, τα θειικά και υδροχλωρικά οξέα, τα αλκάλια αποσυντίθενται σχεδόν πλήρως σε ιόντα. Τα θειούχα, νιτρώδες, υδροφθορικά, ορθοφωσφορικά οξέα διασπώνται μερικώς. Το πυρίτιο, το οξικό, το υδρόθειο και τα ανθρακικά οξέα, το υδροξείδιο του αμμωνίου, οι αδιάλυτες βάσεις θεωρούνται ασθενείς ηλεκτρολύτες. Το νερό θεωρείται επίσης αδύναμος ηλεκτρολύτης. Ένα μικρό μέρος των μορίων H 2 O διασπάται και η μορίωση ιόντων συμβαίνει ταυτόχρονα.

Είναι γνωστό ότι οι λύσεις μπορούν να αποκτήσουν ορισμένες ιδιότητες που δεν παρατηρούνται σε κανένα από τα συστατικά που λαμβάνονται μεμονωμένα. Έτσι, ένα υδατικό διάλυμα NaCl άγει καλά τον ηλεκτρισμό, ενώ ούτε το καθαρό νερό ούτε το ξηρό αλάτι έχουν ηλεκτρική αγωγιμότητα. Από αυτή την άποψη, όλες οι διαλυμένες ουσίες χωρίζονται συνήθως σε δύο τύπους:

1) Οι ουσίες των οποίων τα διαλύματα έχουν ηλεκτρική αγωγιμότητα ονομάζονται ηλεκτρολύτες;

2) Οι ουσίες των οποίων τα διαλύματα δεν έχουν ηλεκτρική αγωγιμότητα ονομάζονται μη ηλεκτρολύτες.

Οι μη ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν οξείδια, αέρια, τις περισσότερες οργανικές ενώσεις (υδρογονάνθρακες, αλκοόλες, αλδεΰδες, κετόνες κ.λπ.).

Οι ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν τα περισσότερα ανόργανα και ορισμένα οργανικά οξέα, βάσεις και άλατα.

Η εμφάνιση της ηλεκτρικής αγωγιμότητας στα διαλύματα ηλεκτρολυτών εξηγήθηκε από τον S. Arrhenius, ο οποίος το 1887 πρότεινε θεωρία ηλεκτρολυτικής διάστασης:

Η ηλεκτρολυτική διάσταση είναι η διαδικασία αποσύνθεσης ενός ηλεκτρολύτη σε ιόντα υπό τη δράση μορίων διαλύτη.

Η κύρια αιτία της ηλεκτρολυτικής διάστασης είναι η διαδικασία της διαλυτοποίησης (ενυδάτωσης) των ιόντων. Η επίλυση εμποδίζει την αντίστροφη διαδικασία ανασυνδυασμόςιόντα, που ονομάζονται επίσης σχέσηή μολίωση.

Ως προς αυτό, μπορούν να διατυπωθούν ορισμένες διατάξεις:

1) ουσίες με ιοντικό ή κοντά στον ιοντικό τύπο χημικού δεσμού υφίστανται διάσπαση.

2) η διαδικασία διάστασης προχωρά πιο έντονα σε έναν πολικό διαλύτη και πιο αδύναμη (αν είναι δυνατόν) σε έναν μη πολικό διαλύτη.

3) η διαδικασία διάστασης είναι όσο ισχυρότερη, τόσο μεγαλύτερη είναι η διηλεκτρική σταθερά του διαλύτη.

Γενικά, η διαδικασία της ηλεκτρολυτικής διάστασης στο νερό μπορεί να αναπαρασταθεί ως εξής:

Kt n An m  ( Χ  y)H 2 O ⇄ n m+  m n  ,

όπου Kt m + είναι ένα θετικά φορτισμένο ιόν ( κατιόν);

Ένα n  είναι ένα αρνητικά φορτισμένο ιόν ( ανιόν).

Ποσότητες ΧΚαι y, αντανακλώντας τον αριθμό των μορίων νερού στα κελύφη ενυδάτωσης, ποικίλλουν ευρέως ανάλογα με τη φύση και τη συγκέντρωση των ιόντων, τη θερμοκρασία, την πίεση κ.λπ. Από αυτή την άποψη, είναι πιο βολικό να χρησιμοποιηθούν οι απλοποιημένες εξισώσεις ηλεκτρολυτικής διάστασης, δηλ. εξαιρουμένης της ενυδάτωσης:

NaCl Na +  Cl  ;

CuSO 4 Cu 2+  SO 4 2 ;

K 3 PO 4 3K +  PO 4 3  .

Ωστόσο, θα πρέπει να ληφθεί υπόψη ότι κατά τη διάσταση των οξέων σε υδατικά διαλύματα, δεν σχηματίζονται ελεύθερα ιόντα H +, αλλά μάλλον σταθερά ιόντα υδροξονίου H 3 O +, επομένως η εξίσωση διάστασης για ένα οξύ (για παράδειγμα, HCl) θα πρέπει μοιάζει με αυτό:

HCl  H 2 O H 3 O +  Cl  .

Ωστόσο, στη χημική βιβλιογραφία, υπάρχει πιο συχνά μια μορφή σημειογραφίας που αντικατοπτρίζει μόνο τη διαδικασία αποσύνθεσης ηλεκτρολυτών χωρίς να λαμβάνει υπόψη την επίδραση της ενυδάτωσης. Στη συνέχεια, θα χρησιμοποιήσουμε επίσης απλοποιημένη ορολογία.

Ισχυροί και αδύναμοι ηλεκτρολύτες

Το ποσοτικό χαρακτηριστικό της διαδικασίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης είναι ο βαθμός διάστασης.

Βαθμός διάσπασης είναι η αναλογία της ποσότητας του ηλεκτρολύτη που αποσυντίθεται σε ιόντα (n), στη συνολική ποσότητα ηλεκτρολύτη (n 0 ):

Η τιμή του  εκφράζεται σε κλάσματα μονάδας ή σε% και εξαρτάται από τη φύση του ηλεκτρολύτη, τον διαλύτη, τη θερμοκρασία, τη συγκέντρωση και τη σύνθεση του διαλύματος.

Ο διαλύτης παίζει έναν ιδιαίτερο ρόλο: σε ορισμένες περιπτώσεις, όταν περνά από υδατικά διαλύματα σε οργανικούς διαλύτες, ο βαθμός διάστασης των ηλεκτρολυτών μπορεί να αυξηθεί ή να μειωθεί απότομα. Στο μέλλον, ελλείψει ειδικών οδηγιών, θα υποθέσουμε ότι ο διαλύτης είναι νερό.

Σύμφωνα με τον βαθμό διάστασης, οι ηλεκτρολύτες χωρίζονται υπό όρους σε ισχυρός ( > 30%), Μεσαίο (3% <  < 30%) и αδύναμος ( < 3%).

Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν:

1) μερικά ανόργανα οξέα (HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4 , HClO 4 και πολλά άλλα).

2) υδροξείδια μετάλλων αλκαλίων (Li, Na, K, Rb, Cs) και αλκαλικών γαιών (Ca, Sr, Ba).

3) σχεδόν όλα τα διαλυτά άλατα.

Οι ηλεκτρολύτες μέσης ισχύος περιλαμβάνουν Mg (OH) 2, H 3 PO 4, HCOOH, H 2 SO 3, HF και μερικούς άλλους.

Όλα τα καρβοξυλικά οξέα (εκτός από το HCOOH) και οι ένυδρες μορφές αλειφατικών και αρωματικών αμινών θεωρούνται ασθενείς ηλεκτρολύτες. Αδύναμοι ηλεκτρολύτες είναι επίσης πολλά ανόργανα οξέα (HCN, H 2 S, H 2 CO 3, κ.λπ.) και οι βάσεις (NH 3 ∙ H 2 O).

Παρά ορισμένες ομοιότητες, γενικά, δεν πρέπει να ταυτίζεται η διαλυτότητα μιας ουσίας με τον βαθμό διάσπασής της. Έτσι, το οξικό οξύ και η αιθυλική αλκοόλη είναι απείρως διαλυτά στο νερό, αλλά ταυτόχρονα, η πρώτη ουσία είναι ένας αδύναμος ηλεκτρολύτης και η δεύτερη είναι ένας μη ηλεκτρολύτης.