Autor teórie elektrickej disociácie. Elektrolytická disociácia: rovnica, stupeň, konštanta, reakcie. Zloženie, klasifikácia a názvy nabitých častíc z hľadiska elektrolytickej disociácie

Zásadnou oporou chémie spolu s periodickým systémom D. I. Mendelejeva, štruktúrou organických zlúčenín A. M. Butlerova a ďalšími významnými objavmi je teória elektrolytickej disociácie. Vyvinul ho Svante Arrhenius v roku 1887, aby vysvetlil špecifické správanie elektrolytov vo vode a iných polárnych kvapalinách a taveninách. Našiel kompromis medzi dvoma kategoricky odlišnými teóriami o riešeniach existujúcich v tom čase – fyzikálnou a chemickou. Prvý tvrdil, že rozpustená látka a rozpúšťadlo spolu nijako neinteragujú a tvoria jednoduchú mechanickú zmes. Druhým je, že medzi nimi existuje chemická väzba. Ukázalo sa, že v skutočnosti majú riešenia obe vlastnosti.

V ďalších etapách rozvoja vedy mnohí vedci pokračovali vo výskume a vývoji v tejto oblasti, pričom sa opierali o dostupné informácie o štruktúre atómov a povahe chemických väzieb medzi nimi. Najmä I. A. Kablukov študoval problematiku solvatačných procesov, V. A. Kistyakovsky určil závislosť vzostupu stĺpca kvapaliny v kapiláre za podmienok teploty varu od molekulovej hmotnosti.

Moderný výklad teórie

Pred týmto objavom neboli študované mnohé vlastnosti a okolnosti procesov štiepenia, ako samotné riešenia. Elektrolytická disociácia je proces rozkladu látky na jej ióny vo vode alebo iných polárnych kvapalinách, interakcia častíc zlúčeniny s molekulami rozpúšťadla a objavenie sa pohyblivosti katiónov a aniónov v uzloch kryštálovej mriežky v dôsledku topenia. . V dôsledku toho vznikajúce látky získavajú novú vlastnosť - elektrickú vodivosť.

Ióny, ktoré sú vo voľnom stave roztoku alebo taveniny, medzi sebou interagujú. Pravdepodobne nabité odpudzujú, opačne nabité priťahujú. Nabité častice sú solvatované molekulami rozpúšťadla - každá je tesne obklopená striktne orientovanými dipólmi v súlade s Coulombovými príťažlivými silami; najmä ak je médium vodné, sú hydratované. Katióny majú vždy väčšie polomery ako anióny v dôsledku špecifického usporiadania častíc okolo nich s nábojmi lokalizovanými na okrajoch.

Zloženie, klasifikácia a názvy nabitých častíc z hľadiska elektrolytickej disociácie

Ión je atóm alebo skupina atómov, ktorá nesie kladný alebo záporný náboj. Vyznačujú sa konvenčným delením na jednoduché (K (+), Ca (2+), H (+) - pozostávajúce z jedného chemického prvku), komplexné a komplexné (OH (-), SO 4 (2-), HCO 3 (- ) - z viacerých). Ak je katión alebo anión spojený s molekulou rozpúšťadla, nazýva sa solvatovaný a s dipólom molekuly H20 - hydratovaný.

Keď dôjde k elektrolytickej disociácii vody, vytvoria sa dve nabité častice H (+) a OH (-). Vodíkový protón prijíma osamelý elektrónový pár kyslíka z inej molekuly vody do prázdneho orbitálu, čo vedie k vytvoreniu hydróniového iónu H3O (+).

Hlavné ustanovenia Arrheniusovho objavu

Všetci zástupcovia tried anorganických zlúčenín, okrem oxidov, sa v roztokoch orientovaných dipólov kvapalín rozpadajú, z chemického hľadiska sa vo väčšej či menšej miere disociujú na svoje ióny. Tento proces nevyžaduje prítomnosť elektrického prúdu, rovnica elektrolytickej disociácie je jej schematický zápis.

Keď sú ióny v roztoku alebo tavenine, môžu byť vystavené elektrickému prúdu a pohybovať sa smerom ku katóde (záporná elektróda) a anóde (kladná). Tie priťahujú opačne nabité atómové agregáty. Tu dostali častice svoje mená – katióny a anióny.

Paralelne a súčasne s rozkladom látky dochádza k opačnému procesu - spájaniu iónov do pôvodných molekúl, preto nedochádza k stopercentnému rozpusteniu látky. Táto rovnica pre reakciu elektrolytickej disociácie obsahuje znamienko rovnosti medzi jej pravou a ľavou stranou. Elektrolytická disociácia, ako každá iná reakcia, podlieha zákonom upravujúcim chemickú rovnováhu a zákon hromadnej akcie nie je výnimkou. Uvádza, že rýchlosť rozkladu na ióny je úmerná koncentrácii elektrolytu.

Klasifikácia látok počas disociácie

Chemická terminológia rozdeľuje látky na nerozpustné, málo rozpustné a rozpustné. Posledné dva sú slabé a silné elektrolyty. Informácie o rozpustnosti určitých zlúčenín sú zhrnuté v tabuľke rozpustnosti. Disociácia silných elektrolytov je nevratný proces, úplne sa rozpadajú na ióny. Slabé - len čiastočne, sú charakterizované fenoménom asociácie, a teda rovnováhou prebiehajúcich procesov.

Je dôležité poznamenať, že neexistuje priamy vzťah medzi rozpustnosťou a silou elektrolytu. U silných ľudí to môže byť slabo vyjadrené. Rovnako ako slabé elektrolyty môžu byť vysoko rozpustné vo vode.

Príklady zlúčenín, ktorých roztoky vedú elektrický prúd

Trieda „silných elektrolytov“ zahŕňa všetky dobre disociujúce kyseliny, ako je dusičná, chlorovodíková, brómová, sírová, chloristá a iné. V rovnakej miere sú alkálie alkalické hydroxidy a jednotliví zástupcovia skupiny „kovy alkalických zemín“. Elektrolytická disociácia solí je intenzívna, s výnimkou niektorých kyanátov a tiokyanátov, ako aj chloridu ortutnatého (II).

Triedu „slabých elektrolytov“ predstavujú iné minerálne a takmer všetky organické kyseliny: uhličitá, sulfidová, boritá, dusitá, sírová, kremíková, octová a ďalšie. Rovnako ako slabo rozpustné a uhľovodíkové zásady a amfotérne hydroxidy (hydroxidy horčíka, berýlia, železa, zinku v oxidačnom stave (2+)). Molekuly vody sú zase veľmi slabé elektrolyty, ale stále sa rozkladajú na ióny.

Kvantitatívny popis disociačných procesov

Stupeň elektrolytickej disociácie v skutočnosti charakterizuje rozsah procesu štiepenia. Dá sa vypočítať – počet častíc rozdelených na ióny sa musí vydeliť celkovým počtom molekúl rozpustenej látky v systéme. Táto hodnota je označená písmenom „alfa“.

Je logické, že pre silné elektrolyty sa „α“ rovná jednému alebo sto percentám, pretože počet rozpadnutých častíc sa rovná ich celkovému počtu. Pre slabých - vždy menej ako jeden. Vo vodnom prostredí nedochádza k úplnému rozpadu pôvodných molekúl na ióny a dochádza k opačnému procesu.

Hlavné faktory ovplyvňujúce úplnosť rozpadu

Stupeň elektrolytickej disociácie je ovplyvnený množstvom nepopierateľných faktorov. V prvom rade je dôležitý charakter rozpúšťadla a látky, ktorá sa v ňom rozpadá. Napríklad všetky silné elektrolyty majú kovalentný, vysoko polárny alebo iónový typ väzby medzi ich základnými časticami. Kvapaliny sú reprezentované dipólmi, najmä vodou, v molekulách dochádza k separácii nábojov a v dôsledku ich špecifickej orientácie dochádza k elektrolytickej disociácii rozpustenej látky.

Hodnota alfa je nepriamo ovplyvnená koncentráciou. Pri jeho zvyšovaní klesá hodnota stupňa disociácie a naopak. Samotný proces je úplne endotermický, to znamená, že na jeho spustenie je potrebné určité množstvo tepla. Vplyv teplotného faktora je odôvodnený nasledovne: čím je vyšší, tým väčší je stupeň disociácie.

Vedľajšie faktory

Viacsýtne kyseliny, ako je kyselina fosforečná, a zásady obsahujúce niekoľko hydroxylových skupín, napríklad Fe(OH) 3, sa postupne rozkladajú na ióny. Bola určená závislosť - každý nasledujúci stupeň disociácie je charakterizovaný stupňom, ktorý je tisíckrát alebo desaťtisíckrát menší ako predchádzajúci.

Stupeň rozkladu možno zmeniť aj pridaním iných elektrolytov do systému, pričom sa zmení koncentrácia jedného z iónov hlavnej rozpustenej látky. To znamená posunutie rovnováhy na stranu, ktorá je určená pravidlom Le Chatelier-Brown - reakcia prebieha v smere, v ktorom sa pozoruje neutralizácia vplyvu pôsobiaceho na systém zvonku.

Klasická rovnovážna procesná konštanta

Na charakterizáciu procesu rozkladu slabého elektrolytu sa okrem jeho stupňa používa aj elektrolytická disociačná konštanta (K d), ktorá je vyjadrená pomerom koncentrácií katiónov a aniónov ku kvantitatívnemu obsahu pôvodných molekúl v r. systém. V podstate ide o obvyklú chemickú rovnovážnu konštantu pre reverzibilnú reakciu štiepenia rozpustenej látky na ióny.

Napríklad pre proces rozkladu zlúčeniny na častice, z ktorých je zlúčenina, bude disociačná konštanta (Kd) určená kvocientom konštantných koncentrácií katiónov a aniónov v roztoku, zvýšených na mocniny zodpovedajúce číslam, ktoré im predchádzajú. v chemickej rovnici a celkový počet zostávajúcich nedisociovaných jednotiek vzorca rozpustená látka. Existuje závislosť - čím vyššia (K d), tým väčší počet katiónov a aniónov v systéme.

Vzťah medzi koncentráciou slabej rozpadajúcej sa zlúčeniny, stupňom disociácie a konštantou je určený pomocou Ostwaldovho zákona riedenia rovnicou: K d = α 2 s.

Voda ako slabo disociujúca látka

Dipólové molekuly sa v extrémne malej miere rozpadajú na nabité častice, pretože je to energeticky nevýhodné. Napriek tomu dochádza k štiepeniu na vodíkové katióny a hydroxylové anióny. Ak vezmeme do úvahy hydratačné procesy, môžeme hovoriť o tvorbe hydróniových a OH (-) iónov z dvoch molekúl vody.

Trvalá disociácia je určená pomerom produktu protónov vodíka a hydroxidových skupín, nazývaného iónový produkt vody, k rovnovážnej koncentrácii nedisociovaných molekúl v roztoku.

Elektrolytická disociácia vody určuje prítomnosť H (+) v systéme, ktoré charakterizujú jej kyslosť, a prítomnosť OH (-) - zásaditosti. Ak sú koncentrácie protónu a hydroxylovej skupiny rovnaké, takéto médium sa nazýva neutrálne. Existuje takzvaný vodíkový index - to je záporný logaritmus celkového kvantitatívneho obsahu H (+) v roztoku. pH nižšie ako 7 znamená, že prostredie je kyslé, viac znamená, že je zásadité. Je to veľmi dôležitá hodnota, na základe jej experimentálnej hodnoty sa analyzujú biologické, biochemické a chemické reakcie rôznych vodných systémov – jazier, rybníkov, riek a morí. Význam vodíkového indexu pre priemyselné procesy je tiež nepopierateľný.

Zaznamenávanie reakcií a zápisu

Rovnica elektrolytickej disociácie pomocou chemických symbolov popisuje procesy rozkladu molekúl na zodpovedajúce častice a nazýva sa iónová. Je mnohonásobne jednoduchší ako štandardný molekulárny a má všeobecnejší vzhľad.

Pri zostavovaní takejto rovnice treba brať do úvahy, že látky, ktoré sa pri reakcii zrážajú alebo sa z reakčnej zmesi odstraňujú ako súčasť plynnej pary, treba vždy písať len v molekulárnej forme, na rozdiel od zlúčenín elektrolytov, silných predstaviteľov tzv. ktoré sú zahrnuté v kompozícii len vo forme štiepených na ióny roztoky. Elektrolytická disociácia je pre nich nezvratným procesom, pretože asociácia nie je možná v dôsledku tvorby neštiepiteľných látok alebo plynov. Pre tento typ rovníc platia rovnaké pravidlá ako pre ostatné chemické reakcie – súčty koeficientov ľavej a pravej strany sa musia navzájom rovnať, aby bola zachovaná materiálová bilancia.

Elektrolytická disociácia kyselín a zásad môže prebiehať v niekoľkých stupňoch, ak sú látky viacsýtne alebo polykyselinové. Pre každú subreakciu je napísaná jej vlastná rovnica.

Úloha v chemickej vede a jej rozvoj

Najväčší význam pre všeobecný proces formovania fyzikálnej a najmä elektrochemickej vedy malo vytvorenie teórie Svante Arrheniusa. Na základe objavu takého javu, ako je elektrolytická disociácia, elektródové procesy, špecifickosť prechodu prúdov rôznymi médiami a teória indukovania katódovo-anódových potenciálov sa intenzívne rozvíjali. Navyše teória riešení výrazne pokročila. Nebývalé objavy čakali chemickú kinetiku, oblasť korózie kovov a zliatin, ako aj práca na hľadaní nových prostriedkov ochrany proti nej.

V modernom svete je stále toľko nového a neznámeho. Vedci sa každým dňom posúvajú ďalej v poznaní takej skvelej disciplíny, akou je chémia. Elektrolytická disociácia, ako aj jej tvorcovia a nasledovníci navždy zaujali čestné miesto v kontexte rozvoja svetovej vedy.

Rozklad molekúl elektrolytu na ióny pod vplyvom molekúl polárneho rozpúšťadla sa nazýva elektrolytický disociácia. Látky, ktorých vodné roztoky alebo taveniny vedú elektrický prúd, sa nazývajú elektrolyty.

Patria sem voda, kyseliny, zásady a soli. Po rozpustení vo vode sa molekuly elektrolytu disociujú na kladné ióny - katiónov a negatívne - anióny. Proces elektrolytickej disociácie je spôsobený interakciou látok s vodou alebo iným rozpúšťadlom, čo vedie k tvorbe hydratovaných iónov.

Vodíkový ión teda tvorí hydróniový ión:

H+ + H2O « H3O+.

Pre zjednodušenie je hydróniový ión napísaný bez označenia molekúl vody, teda H+.

NaCl + nH2O ® Na+(H2O)x + Cl–(H2O)n-x,

alebo sa akceptuje záznam: NaCl « Na+ + Cl–.

Disociácia kyselín, zásad, solí

Kyseliny sa nazývajú elektrolyty, pri disociácii ktorých ako katióny vznikajú iba katióny vodíka. Napríklad,

HNO3 « H+ + NO3–

Viacsýtne kyseliny disociujú postupne. Napríklad kyselina sírovodík disociuje postupne:

H2S « H+ + HS– (prvá fáza)

HS– « H+ + S2– (druhý stupeň)

K disociácii viacsýtnych kyselín dochádza hlavne v prvom kroku. To sa vysvetľuje skutočnosťou, že energia, ktorá sa musí vynaložiť na oddelenie iónu od neutrálnej molekuly, je minimálna a zvyšuje sa s disociáciou v každom nasledujúcom kroku.

Dôvody sa nazývajú elektrolyty, ktoré sa v roztoku disociujú a ako anióny tvoria iba hydroxidové ióny. Napríklad,

NaOH ® Na+ + OH–

Polykyselinové bázy disociujú postupne

Mg(OH)2 « MgOH+ + OH– (prvý stupeň)

MgOH+ « Mg2+ + OH– (druhý stupeň)

Postupná disociácia kyselín a zásad vysvetľuje tvorbu kyslých a zásaditých solí.

Existujú elektrolyty, ktoré disociujú ako zásadité, tak aj kyslé. Volajú sa amfotérny.

H+ + RO– « ROH « R+ + OH–

Amfoterita sa vysvetľuje malým rozdielom v sile väzieb R–H a O–H.

Amfotérne elektrolyty zahŕňajú vodu, hydroxidy zinku, hliníka, chrómu (III), cínu (II, IV), olova (II, IV) atď.

Disociáciu amfotérneho hydroxidu, napríklad Sn(OH)2, možno vyjadriť rovnicou:

2H+ + SnO22– «Sn(OH)2 « Sn2+ + 2OH–

2H2O ¯ základné vlastnosti

2H+ + 2–

kyslé vlastnosti

Soli sa nazývajú elektrolyty, ktoré po disociácii tvoria katióny kovov alebo komplexné katióny a anióny zvyškov kyselín alebo komplexné anióny.

Stredné soli, rozpustné vo vode, takmer úplne disociujú

Al2(SO4)3 « 2Al3+ + 2SO42–

(NH4)2CO3 « 2NH4+ + CO32–

Kyslé soli disociujú postupne, napríklad:

NaHCO3 « Na+ + HCO3– (prvý stupeň)

Anióny kyslých solí následne mierne disociujú:

HCO3– « H+ + CO32– (druhý stupeň)

Disociácia bázickej soli môže byť vyjadrená rovnicou

CuOHCl « CuOH+ + Cl– (prvý stupeň)

CuOH+ « Cu+2 + OH– (druhý stupeň)

Katióny hlavných solí disociujú v druhom stupni v nevýznamnej miere.

Podvojné soli sú elektrolyty, ktoré po disociácii tvoria dva typy kovových katiónov. Napríklad

KAl(SO4)2 « K+ + Al3+ + 2SO42–.

Komplexné soli sú elektrolyty, ktorých disociáciou vznikajú dva typy iónov: jednoduché a zložité. Napríklad:

Na2 « 2Na+ + 2–

Kvantitatívna charakteristika elektrolytickej disociácie je stupeň disociáciea rovná pomeru počtu molekúl dezintegrovaných na ióny (n) k celkovému počtu rozpustených molekúl (N)

Stupeň disociácie je vyjadrený v zlomkoch jednotky alebo percentách.

Podľa stupňa disociácie sa všetky elektrolyty delia na silné (a>30%), slabé (a<3%) и средней силы (a - 3-30%).

Silné elektrolyty Po rozpustení vo vode sa úplne disociujú na ióny. Tie obsahujú:

	HCl, HBr, HJ, HNO3, H2SO4, HClO3, HClO4, HMnO4, H2SeO4
Dôvody	NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2
	rozpustný vo vode (príloha, tabuľka 2)

LAB 3

ELEKTROLYTY

Cieľ práce: štúdium chemických vlastností silných a slabých elektrolytov.

Pracovné ciele: stanovenie posunu iónovej rovnováhy v roztokoch slabých elektrolytov; naučiť sa skladať iónovo-molekulárne výmenné reakcie v roztokoch elektrolytov.

Činidlá: CH 3 COONa (sol.), NaCl (sol.), roztoky: HCl (0,1 M), CH3COOH (0,1 M), H2S04, Pb(NO 3) 2, K2CrO4, BaCl2 , Na2S04, CuS04, NiS04, Na2C03, NH4CI, NaOH (konc.), metyl oranž; ďalej: NH40H (zriedený), NH40H (konc.).

Vybavenie: skúmavky, pipety.

TEORETICKÁ ČASŤ

Anorganické látky, ktorých roztoky vedú elektrický prúd, sa nazývajú elektrolyty. Roztoky mnohých organických látok (cukry, alkoholy) nevedú elektrický prúd a sú to neelektrolyty.

Pojem „elektrolyty“ zaviedol Faraday, ktorý veril, že vodivosť roztokov je spôsobená rozkladom látok v elektrickom poli (v preklade z gréčtiny elektrolyt znamená „rozložený elektrinou“). Avšak koncom 19. stor. S. A. Arrhenius na základe vlastností roztokov ∆T námestník, ∆T kip, P Osm (Raoultov a van't Hoffov zákon) ukázal, že k rozpadu dochádza mimo poľa – v štádiu rozpúšťania látok. Arrhenius je autorom základov teórie elektrolytickej disociácie.

Moderná teória roztokov (na jej vývoji sa podieľali I.A. Kablukov a D.I. Mendelejev) je založená na rozhodujúcej úlohe rozpúšťadla (polárnych molekúl vody) pri disociácii. Proces objavenia sa hydratovaných iónov vo vodných roztokoch sa nazýva elektrolytická disociácia.

Elektrolyty– sú to látky, ktoré sa disociujú (rozpadajú) na ióny. Ióny v roztokoch nie sú voľné, ale tvoria s vodou slabé zlúčeniny – hydráty. Elektrolyty zahŕňajú kyseliny, zásady, soli a komplexné zlúčeniny.

Na vysvetlenie rozdielov vo vlastnostiach (elektrická vodivosť a iné) medzi elektrolytmi a neelektrolytmi zaviedol Arrhenius koncepty stupňa disociácie a sily elektrolytov. Stupeň disociácie elektrolytu α je frakcia molekúl, ktoré sa rozpadajú na ióny. Na základe stupňa disociácie sa elektrolyty delia na silné a slabé (niekedy sa izolujú elektrolyty strednej sily).

Silné elektrolyty(α ≈ 1 alebo 100 %) v roztokoch takmer úplne disociujú na ióny. Roztoky pozostávajú iba z iónov (presnejšie z hydrátov iónov). Tento proces je nezvratný. Silné elektrolyty zahŕňajú:

Kyseliny: HCl, HBr, HI, HN03, HCl03, HCl04, H2Cr207, HMn04, H2S04;

Zásady (alkálie): LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2, Sr(OH)2;

Soli: takmer všetko;

Komplexné zlúčeniny (väčšina): K 3, SO 4, Na 2 atď.

slabý elektrolyty (α< 0,3 или 30 %) диссоциируют на ионы незначительно и обратимо, к ним применим закон действующих масс. Их растворы состоят преимущественно из молекул. К слабым электролитам относятся многие неорганические и все органические кислоты, раствор аммиака, малорастворимые основания. Величина α слабых электролитов зависит от их концентрации: с разбавлением степень диссоциации увеличивается. Ее рассчитывают по закону разбавления Оствальда:

Kde TO d – disociačná konštanta slabého elektrolytu (referenčná hodnota);

C– molárna koncentrácia látky, mol/l.

Výpočty sú presné iba v zriedených roztokoch pri S < 0,1 моль/л. При больших концентрациях величину S nahradená činnosťou A:

a = f C, (2)

Kde f– koeficient aktivity ( f < 1 – справочная величина).

Dôvodom je, že so zvyšujúcou sa koncentráciou v roztokoch sa začína objavovať silná iónovo-iónová interakcia: Coulombova interakcia katiónov a aniónov medzi sebou. Napríklad v 0,1 M roztoku fcndjht roztoku NaCl f= 0,78 a v 1 M roztoku NaCl f= 0,66; v 0,001 M roztoku CaCl2 f= 0,84 a v 1 M roztoku CaCl2 f = 0,5.

Príklady disociácie látok bez zohľadnenia hydratácie (v zjednodušenej forme)

Disociácia kyselín

Silné kyseliny okamžite úplne disociujú na ióny

HClO 4 → H + + ClO 4 – (α ≈ 100 %).

Zloženie roztoku: ióny H + a ClO 4 –.

Slabé kyseliny sa reverzibilne disociujú na ióny

HClO ↔ H + + ClO – ( α 0,1 M roztok = 0,05 %),

Zloženie roztoku: molekuly HClO (> 99 %) a ióny H +, ClO –.

Slabé viacsýtne kyseliny disociujú na ióny reverzibilne a postupne

H 2 S ↔ H + + HS – (1. štádium disociácie, α0,1 M roztok = 0,07 %),

HS – ↔ H + + S 2 – (2. štádium disociácie, α<< 1).

Zloženie roztoku: molekuly H 2 S (> 99 %), niektoré ióny H + a HS – a veľmi málo S 2 –.

Základná disociácia

Silné zásady okamžite úplne disociujú na ióny

Ba(OH)2 → Ba2+ + 2OH – (α ≈ 100 %).

Zloženie roztoku: Ba 2+ a OH – ióny.

Slabé zásady disociujú na ióny reverzibilne (polykyselinové zásady disociujú postupne)

NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH – (α0,1 M roztok = 1,3 %).

Zloženie roztoku: prevažne molekuly NH 4 OH a čiastočne ióny NH 4 + a OH –.

Disociácia solí

Stredné soli sa okamžite úplne disociujú na ióny:

Na2S → 2Na + + S2 – ( α ≈ 100 %).

Zloženie roztoku: ióny Na + a S 2 -.

Kyslé a zásadité soli disociujú na ióny v prvom kroku ako silné elektrolyty - nevratne a v druhom a treťom kroku ako slabé elektrolyty - reverzibilne

NaHS → Na + + HS – (1. disociačný krok, α ≈ 100 %),

CuONNNO 3 → CuOH + + NO 3 – (1. disociačný stupeň, α ≈ 100 %).

Druhú fázu disociácie možno zanedbať ( α << 1).

	\|	ďalšia prednáška ==>
Experimentálny postup a spracovanie výsledkov	\|

Už dlho je známe, že niektoré roztoky vedú elektrický prúd (takéto roztoky sa nazývajú elektrolytov) a niektorí nie ( neelektrolytov).

Okrem elektrickej vodivosti majú elektrolyty a neelektrolyty mnoho ďalších rozdielov. Pri rovnakej molárnej koncentrácii majú elektrolyty (v porovnaní s neelektrolytmi):

vyšší bod varu;
nižšia teplota mrazu;
vyšší osmotický tlak;
nižší tlak pár rozpúšťadla.

Vedci vysvetľujú taký veľký rozdiel vo vlastnostiach roztokov tým, že v elektrolytoch pri rozpustení vzniká oveľa väčší počet častíc, ktoré majú tiež náboj, hoci vo všeobecnosti je roztok elektrolytu neutrálny.

Prvýkrát teória elektrolytická disociácia(divízia) sformuloval v roku 1887 švédsky vedec S. Arrhenius, jeho hlavné ustanovenia boli nasledovné:

elektrolyty, rozpúšťajúce sa vo vode, disociujú (rozpadajú sa) na kladne (katióny) a záporne (anióny) nabité ióny;
pod vplyvom vonkajšieho elektrického poľa sa katióny v roztoku elektrolytu začnú pohybovať smerom ku katóde (záporná elektróda), anióny - smerom k anóde (kladná elektróda);
elektrolytická disociácia je reverzibilný proces - paralelne s rozpadom molekúl na ióny dochádza k spätnému procesu asociácie (ióny sa spájajú do molekúl), v dôsledku čoho sa v roztoku nastolí dynamická rovnováha.

O niekoľko rokov neskôr, v roku 1891, ruský vedec I. Kablukov výrazne objasnil Arrheniusovu teóriu a predstavil koncept riešenie katióny a anióny (tvorba chemických väzieb medzi rozpúšťadlom a rozpustenou látkou).

Ióny nazývané atómy (skupiny atómov), ktoré majú náboj (kladný - anióny alebo negatívne - katiónov).

Ióny sú:

jednoduché - Na +, Mg 2+, S 2-, Cl -
komplex - NO 3 -, NH 4 +, SO 4 2-, PO 4 3-

Mechanizmus elektrolytickej disociácie

Elektrolyty sa dodávajú v dvoch typoch: roztok s iónovou väzbou a roztok s kovalentnou väzbou.

Rozpúšťadlá, v ktorých dochádza k procesu disociácie, nevyhnutne pozostávajú z polárnych molekúl.

Mechanizmus disociácie elektrolytov s iónovými a kovalentnými väzbami je odlišný.

Chlorid sodný je látka s iónovou väzbou, ióny sodíka a chlóru sa nachádzajú v uzloch kryštálovej mriežky NaCl.

Ryža. 1. Kryštalická mriežka chloridu sodného.

Keď sa kuchynská soľ ponorí do vody v prvom štádiu rozpúšťania (disociácia NaCl), polárne molekuly vody sa vplyvom elektrostatickej príťažlivosti prilepia svojou negatívnou stranou na sodíkové katióny (Na +) a pozitívnou stranou na chlór. anióny (Cl-):

Ryža. 2 Priťahovanie molekúl polárnej vody k iónom NaCl.

Keď sa molekuly vody zlepia s iónmi sodíka a chlóru, iónové väzby medzi Na + a Cl - sa oslabia:

Kryštalická mriežka sa postupne zrúti, následkom čoho uvoľnené ióny prechádzajú do roztoku, v ktorom sa ihneď viažu s molekulami vody – takéto ióny sa nazývajú hydratovaný.

Ryža. 3 Oslabenie iónových väzieb chloridu sodného.

Iónové väzby chloridu sodného sa prerušia a hydratované ióny prechádzajú do roztoku:

Ryža. 4 Premena hydratovaných iónov sodíka a chlóru do roztoku.

Vo vodnom roztoku je disociácia iónových zlúčenín vždy úplne vyteká.

Disociácia chlorovodíka

Chlorovodík je látka s polárnou kovalentnou väzbou.

Pod vplyvom molekúl vody sa kovalentné väzby ešte viac polarizujú a stávajú sa iónovými väzbami, po ktorých nastáva vyššie opísaný proces:

Ryža. 5 Disociácia polárnej molekuly HCl.

Z vyššie uvedeného môžeme konštatovať, že elektrolytická disociácia je možná v polárnych rozpúšťadlách (voda, etylalkohol). Pri disociácii sa najskôr prerušia najpolárnejšie väzby (najväčší rozdiel v elektronegativite atómov tvoriacich väzbu; pozri pojem elektronegativita).

Rozpúšťadlo plní nielen úlohu oddeľovania katiónov a aniónov rozpustenej látky, ale tiež spomaľuje spätný proces spájania iónov do pôvodnej molekuly, pretože solvatované (hydratované) ióny sú obklopené „lepiacimi sa“ molekulami rozpúšťadla, čo bráni priblíženiu (pod vplyvom Coulombovej elektrostatickej príťažlivosti) a znovuzjednotenie do molekuly katiónov a aniónov. Počet molekúl rozpúšťadla prítomných v hydratačnom obale iónov závisí od povahy iónov, koncentrácie a teploty roztoku.

Jedným z hlavných rozdielov medzi disociáciou elektrolytov s polárnou väzbou a disociáciou elektrolytov s iónovou väzbou je, že takáto disociácia môže byť čiastočná - to závisí od polarity väzieb v molekulách elektrolytu.

Elektrolytické disociačné rovnice sú napísané takto:

NaCl ↔ Na + + Cl - HCl ↔ H + + Cl -

Elektrolytická disociácia nastáva v dôsledku energie uvoľnenej počas deštrukcie kryštálovej mriežky rozpustenej látky počas interakcie molekúl rozpúšťadla s látkou. Treba povedať, že k disociácii môže dôjsť aj bez rozpúšťadla, napríklad pri vysokej teplote, keď sa tvorí tavenina látky (energia na deštrukciu kryštálovej mriežky sa odoberá z externého zdroja vysokej teploty).

VÝSLEDOK: Elektrolytická disociácia je proces rozkladu látky (elektrolytu) na ióny(v roztokoch pod vplyvom molekúl polárneho rozpúšťadla; v taveninách - pod vplyvom vysokej teploty).

Vlastnosti iónov

Atómy prvkov a ich ióny nie sú ani zďaleka „príbuzné“. Vo svojich fyzikálnych a chemických vlastnostiach sú ióny veľmi odlišné od neutrálnych atómov, z ktorých boli vytvorené.

Napríklad atómy sodíka aktívne interagujú s vodou, ale anióny sodíka neinteragujú s vodou. Chlór vo voľnom stave je jedovatý plyn žltozelenej farby a chloridové ióny sú netoxické, bez zápachu a farby.

Takéto silné rozdiely medzi atómami a ich iónmi sú vysvetlené rôznymi elektronickými štruktúrami.

Ak je v roztoku prítomných niekoľko elektrolytov, disociujú sa za vzniku: 1) zrážania; 2) plyny; 3) slabé elektrolyty.

príklad disociácie so vznikom zrazeniny: BaCl 2 +Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓+2NaCl Ba 2+ +2Cl - +2Na + +SO 4 2- =BaSO 4 ↓+2Na + +2Cl - 2Cl - a 2Na + možno redukovať Skrátená iónová rovnica: Ba 2+ +SO 4 2- =BaSO 4 ↓
príklad disociácie za vzniku plynov: CaCO 3 +2HCl = CaCl 2 +CO 2 +H 2 O Redukovaná iónová rovnica: CaCO 3 +2H + =Ca 2+ +CO 2 +H 2 O
príklad disociácie za vzniku slabých elektrolytov: HCl+NaOH = NaCl+H 2 O Skrátená iónová rovnica: H + +OH - = H 2 O

História objavu takého zaujímavého javu v chémii, akým je elektrolytická disociácia, sa začala v roku 1887, keď švédsky chemik Svante Arennius pri štúdiu elektrickej vodivosti vodných roztokov navrhol, že v takýchto roztokoch by sa látky mohli rozpadať na nabité častice – ióny. Tieto ióny sú v pohybe a pohybujú sa k elektródam, kladne nabitej katóde aj záporne nabitej anóde. Tento proces rozkladu sa nazýva elektrolytická disociácia; je to dôvod, prečo sa v roztokoch objavuje elektrický prúd.

Teória elektrolytickej disociácie

Klasická teória elektrolytickej disociácie, ktorú vypracoval objaviteľ S. Ahrennius spolu s W. Oswaldom, v prvom rade predpokladala, že k rozpadu molekúl na ióny (samotnej disociácii) dochádza vplyvom elektrického prúdu. Následne sa ukázalo, že to nie je celkom pravda, keďže sa odhalila existencia iónov vo vodných roztokoch bez ohľadu na to, či nimi prúd prechádzal alebo nie. Potom Svante Ahrennius vytvoril novú teóriu, ktorej podstatou je, že elektrolyty sa pod vplyvom rozpúšťadla spontánne rozpadajú na ióny. A prítomnosť iónov vytvára ideálne podmienky pre elektrickú vodivosť v roztoku.

Zhruba takto schematicky vyzerá elektrolytická disociácia.

Veľký význam elektrolytickej disociácie v roztokoch spočíva v tom, že nám umožňuje opísať vlastnosti kyselín, zásad a solí a ďalej sa tomu budeme podrobne venovať.

Elektrolytická disociácia kyselín

N 3 PO 4 ⇄ N + N 2 PO- 4 (prvá fáza)
N 2 PO 4 ⇄ N + NPO 2 - 4 (druhý stupeň)
N 2 PO 4 ⇄ N+ PO Z - 4 (tretia etapa)

Takto vyzerajú chemické rovnice pre elektrolytickú disociáciu kyselín. Príklad ukazuje elektrolytickú disociáciu kyseliny fosforečnej H 3 PO 4, ktorá sa rozkladá na vodík H (katión) a anódové ióny. Okrem toho k disociácii mnohých zásaditých kyselín dochádza spravidla iba v prvom kroku.

Elektrolytická disociácia zásad

Zásady sa líšia od kyselín tým, že pri ich disociácii vznikajú hydroxidové ióny ako katióny.

Príklad základnej chemickej disociačnej rovnice

KOH ⇄ K + OH-; NH 4 OH ⇄ NH+ 4 + OH-

Zásady, ktoré sa rozpúšťajú vo vode, sa nazývajú zásady, nie je ich až tak veľa, hlavne zásady alkalických kovov a kovov alkalických zemín, ako LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH a Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH)2, Ra(OH)2