Vodné roztoky určitých látok sú vodičmi elektrického prúdu. Tieto látky sú klasifikované ako elektrolyty. Elektrolyty sú kyseliny, zásady a soli, taveniny určitých látok.
DEFINÍCIA
Proces rozkladu elektrolytov na ióny vo vodných roztokoch a taveniny pôsobením elektrického prúdu je tzv. elektrolytická disociácia.
Roztoky niektorých látok vo vode nevedú elektrický prúd. Takéto látky sa nazývajú neelektrolyty. Patria sem mnohé organické zlúčeniny, ako je cukor a alkoholy.
Teória elektrolytickej disociácie
Teóriu elektrolytickej disociácie sformuloval švédsky vedec S. Arrhenius (1887). Hlavné ustanovenia teórie S. Arrhenia:
- elektrolyty po rozpustení vo vode sa rozkladajú (disociujú) na kladne a záporne nabité ióny;
- pôsobením elektrického prúdu sa kladne nabité ióny pohybujú smerom ku katóde (katióny) a záporne nabité smerom k anóde (anióny);
— disociácia je reverzibilný proces
KA ↔ K + + A −
Mechanizmus elektrolytickej disociácie spočíva v iónovo-dipólovej interakcii medzi iónmi a vodnými dipólmi (obr. 1).
Ryža. 1. Elektrolytická disociácia roztoku chloridu sodného
Najľahšie disociujú látky s iónovou väzbou. Podobne dochádza k disociácii v molekulách vytvorených podľa typu polárnej kovalentnej väzby (povaha interakcie je dipól-dipól).
Disociácia kyselín, zásad, solí
Pri disociácii kyselín sa vždy vytvárajú vodíkové ióny (H +), alebo skôr hydróniové ióny (H 3 O +), ktoré sú zodpovedné za vlastnosti kyselín (kyslá chuť, pôsobenie indikátorov, interakcia so zásadami atď. .).
HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Pri disociácii zásad vždy vznikajú hydroxidové ióny (OH -), ktoré sú zodpovedné za vlastnosti zásad (zmena farby indikátorov, interakcia s kyselinami a pod.).
NaOH ↔ Na + + OH −
Soli sú elektrolyty, pri ktorých disociácii vznikajú katióny kovov (resp. amónny katión NH 4 +) a anióny zvyškov kyselín.
CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl -
Viacsýtne kyseliny a zásady disociujú v krokoch.
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - (I stupeň)
HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (štádium II)
Ca (OH) 2 ↔ + + OH - (I štádium)
+ ↔ Ca 2+ + OH -
Stupeň disociácie
Medzi elektrolytmi sa rozlišujú slabé a silné roztoky. Na charakterizáciu tohto opatrenia existuje pojem a veľkosť stupňa disociácie (). Stupeň disociácie je pomer počtu molekúl disociovaných na ióny k celkovému počtu molekúl. často vyjadrené v %.
Medzi slabé elektrolyty patria látky, v ktorých je v decimolovom roztoku (0,1 mol/l) stupeň disociácie menší ako 3 %. Medzi silné elektrolyty patria látky, v ktorých je v decimolovom roztoku (0,1 mol / l) stupeň disociácie viac ako 3 %. Roztoky silných elektrolytov neobsahujú nedisociované molekuly a proces asociácie (asociácie) vedie k tvorbe hydratovaných iónov a iónových párov.
Stupeň disociácie je ovplyvnený najmä povahou rozpúšťadla, povahou rozpustenej látky, teplotou (u silných elektrolytov so zvyšujúcou sa teplotou stupeň disociácie klesá a u slabých elektrolytov prechádza maximom v teplotnom rozsahu 60 o C), skoncentrovanie roztokov, zavedenie rovnomenných iónov do roztoku.
Amfotérne elektrolyty
Existujú elektrolyty, ktoré po disociácii vytvárajú ióny H + aj OH -. Takéto elektrolyty sa nazývajú amfotérne, napríklad: Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2, Al (OH) 3, Cr (OH) 3 atď.
H + +RO − ↔ ROH ↔ R + + OH −
Rovnice iónovej reakcie
Reakcie vo vodných roztokoch elektrolytov sú reakcie medzi iónmi - iónové reakcie, ktoré sú zapísané pomocou iónových rovníc v molekulárnej, plne iónovej a redukovanej iónovej forme. Napríklad:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (molekulárna forma)
Ba 2+ + 2 Cl − + 2 Na+ + SO42- = BaS04↓+ 2 Na + + 2 Cl− (plná iónová forma)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (skrátená iónová forma)
hodnota pH
Voda je slabý elektrolyt, takže proces disociácie prebieha v malom rozsahu.
H 2 O ↔ H + + OH -
Zákon hromadného pôsobenia možno použiť na akúkoľvek rovnováhu a výraz pre rovnovážnu konštantu možno zapísať:
K = /
Rovnovážna koncentrácia vody je teda konštantná hodnota.
K = = KW
Kyslosť (zásaditosť) vodného roztoku sa vhodne vyjadruje ako desatinný logaritmus molárnej koncentrácie vodíkových iónov s opačným znamienkom. Táto hodnota sa nazýva hodnota pH (pH).
Schopnosťou molekúl rozpúšťadla zohráva určitú úlohu pri elektrolytickej disociácii aj makroskopická vlastnosť rozpúšťadla - jeho dielektrická konštanta (Schéma elektrolytickej disociácie).
Disociácia pri roztavení
Vplyvom vysokých teplôt začnú ióny kryštálovej mriežky oscilovať, kinetická energia sa zvýši a príde okamih (pri teplote topenia látky), keď prekročí interakčnú energiu iónov. Výsledkom je rozpad hmoty na ióny.
Klasická teória elektrolytickej disociácie
Klasickú teóriu elektrolytickej disociácie vytvorili v roku 1887 S. Arrhenius a W. Ostwald. Arrhenius sa držal fyzikálnej teórie roztokov, nebral do úvahy interakciu elektrolytu s vodou a veril, že v roztokoch sú prítomné voľné ióny. Ruskí chemici I. A. Kablukov a V. A. Kistyakovskij použili na vysvetlenie elektrolytickej disociácie chemickú teóriu roztokov D. I. Mendelejeva a dokázali, že pri rozpustení elektrolytu dochádza k chemickej interakcii s vodou, v dôsledku čoho sa elektrolyt disociuje na ióny.
Klasická teória elektrolytickej disociácie je založená na predpoklade neúplnej disociácie rozpustenej látky, charakterizovanej stupňom disociácie α, t.j. podielom rozpadnutých molekúl elektrolytu. Dynamická rovnováha medzi nedisociovanými molekulami a iónmi je opísaná zákonom o pôsobení hmoty. Napríklad elektrolytická disociácia binárneho elektrolytu KA je vyjadrená rovnicou ako:
Disociačná konštanta je určená aktivitami katiónov, aniónov a nedisociovaných molekúl takto:
Hodnota závisí od povahy rozpustenej látky a rozpúšťadla, ako aj od teploty a možno ju určiť niekoľkými experimentálnymi metódami. Stupeň disociácie ( α ) možno vypočítať pri akejkoľvek koncentrácii elektrolytu pomocou vzťahu:
,kde je priemerný koeficient aktivity elektrolytu.
Slabé elektrolyty
Slabé elektrolyty- chemické zlúčeniny, ktorých molekuly sú aj vo veľmi zriedených roztokoch mierne disociované na ióny, ktoré sú v dynamickej rovnováhe s nedisociovanými molekulami. Medzi slabé elektrolyty patrí väčšina organických kyselín a veľa organických zásad vo vodných a nevodných roztokoch.
Slabé elektrolyty sú:
- takmer všetky organické kyseliny a voda;
- niektoré anorganické kyseliny: HF, HClO, HClO 2, HNO 2, HCN, H 2 S, HBrO, H 3 PO 4, H 2 CO 3, H 2 SiO 3, H 2 SO 3 a iné;
- niektoré ťažko rozpustné hydroxidy kovov: Fe (OH) 3, Zn (OH) 2 atď.
Silné elektrolyty
Silné elektrolyty- chemické zlúčeniny, ktorých molekuly sú v zriedených roztokoch takmer úplne disociované na ióny. Stupeň disociácie takýchto elektrolytov sa blíži k 1. Medzi silné elektrolyty patria mnohé anorganické soli, niektoré anorganické kyseliny a zásady vo vodných roztokoch, ako aj v rozpúšťadlách s vysokou disociačnou schopnosťou (alkoholy, amidy a pod.).
Klasická teória elektrolytickej disociácie je použiteľná len pre zriedené roztoky slabých elektrolytov. Silné elektrolyty v zriedených roztokoch sú takmer úplne disociované, takže koncept rovnováhy medzi iónmi a nedisociovanými molekulami je bezvýznamný. Podľa predstáv predložených v 20.-30. 20. storočie V. K. Semenchenko (ZSSR), N. Bjerrum (Dánsko), R. M. Fuoss (USA), a ďalší, v roztokoch silných elektrolytov pri stredných a vysokých koncentráciách vznikajú iónové páry a zložitejšie agregáty. Moderné spektroskopické údaje ukazujú, že iónový pár pozostáva z dvoch iónov opačného znamienka, ktoré sú v kontakte ("kontaktný iónový pár") alebo oddelené jednou alebo viacerými molekulami rozpúšťadla ("oddelený iónový pár"). Iónové páry sú elektricky neutrálne a nezúčastňujú sa prenosu elektriny. V relatívne zriedených roztokoch silných elektrolytov možno rovnováhu medzi jednotlivými solvatovanými iónmi a iónovými pármi približne charakterizovať, podobne ako v klasickej teórii elektrolytickej disociácie, disociačnou konštantou (resp. prevrátenou hodnotou asociačnej konštanty). To umožňuje použiť vyššie uvedenú rovnicu na výpočet vhodného stupňa disociácie z experimentálnych údajov.
V najjednoduchších prípadoch (veľké monatomické jednotlivo nabité ióny) je možné približné hodnoty disociačnej konštanty v zriedených roztokoch silných elektrolytov vypočítať teoreticky na základe koncepcie čisto elektrostatickej interakcie medzi iónmi v spojitom médiu - rozpúšťadle.
Príklady silných elektrolytov: niektoré kyseliny (HClO 4, HMnO 4, H 2 SO 4, HCl, HBr; HI), hydroxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín (NaOH, KOH, Ba (OH) 2); väčšina solí.
pozri tiež
Odkazy
Nadácia Wikimedia. 2010.
Pozrite sa, čo je "Elektrolytická disociácia" v iných slovníkoch:
elektrolytická disociácia- Disociácia p p. látky v roztoku alebo tavenine elektrolytov. Témy metalurgia všeobecne EN elektrolytická disociácia … Technická príručka prekladateľa
ELEKTROLYTICKÁ DISOCIÁCIA- cm… Veľká polytechnická encyklopédia
Úplný alebo čiastočný rozpad molekúl rozpustenej látky na ióny v dôsledku interakcie s rozpúšťadlom. Určuje iónovú vodivosť roztokov elektrolytov ... Veľký encyklopedický slovník
elektrolytická disociácia- - úplný alebo čiastočný rozklad rozpustenej látky na ióny. Všeobecná chémia: učebnica / A. V. Žolnin ... Chemické termíny
Elektrolytická disociácia- úplný alebo čiastočný rozklad molekúl rozpustenej látky v dôsledku interakcie s rozpúšťadlom; určuje iónovú vodivosť roztokov elektrolytov. [Terminologický slovník pre betón a železobetón. Federálny štátny unitárny podnik "Výskumné centrum ... ... Encyklopédia pojmov, definícií a vysvetlení stavebných materiálov
Elektrolytická disociácia- ELEKTROLYTICKÁ DISOCIÁCIA, úplný alebo čiastočný rozklad rozpustenej látky na ióny v dôsledku interakcie s rozpúšťadlom. Určuje elektrickú vodivosť elektrolytov. … Ilustrovaný encyklopedický slovník
Alebo ionizácia (lit. Svante Arrhenius, Ueber die Dissociation der in Wasser gelösten Stoffe, Zeitschr. für physikalische Chemie, 1887; Sv. Arrhenius, La disociation électrolytique des solutions. Rapport au Congrès internat. à Paris ... 1900 Encyklopedický slovník F.A. Brockhaus a I.A. Efron
Úplný alebo čiastočný rozklad molekúl rozpustenej látky na ióny v dôsledku interakcie s rozpúšťadlom. Určuje iónovú vodivosť roztokov elektrolytov. * * * ELEKTROLYTICKÁ DISOCIÁCIA ELEKTROLYTICKÁ DISOCIÁCIA, kompletná… … encyklopedický slovník
elektrolytická disociácia- elektrolitinė disociacija statusas T sritis chemija apibrėžtis Ištirpintos medžiagos virtimas jonais jai sąveikaujant su tirpiklio molekulėmis. atitikmenys: angl. elektrolytická disociácia inž. elektrolytická disociácia... Chemijos terminų aiskinamasis žodynas
elektrolytická disociácia- elektrolitinė disociacija statusas T sritis fizika atitikmenys: engl. elektrolytická disociácia vok. elektrolytische Dissoziation, f rus. elektrolytická disociácia, f pranc. disociation electrolytique, f … Fizikos terminų žodynas
knihy
- Chemické testy. elektrolytická disociácia. kyslík a síra. 9. ročník K učebnici G. E. Rudzitis, F. G. Feldman Chémia. 9. ročník
teória
elektrolytický
disociácia
Ciele. Formovať koncept „elektrolytickej disociácie“ medzi študentmi na základe atómovej a molekulárnej teórie, teórie elektrolytickej disociácie od S. Arrhenia a hydrátovej teórie roztokov od D. I. Mendelejeva. Odhalte dôvod elektrickej vodivosti roztokov, diskutujte o význame a aplikácii teórie.
Vybavenie a činidlá. Skúmavky, dva odmerné valce, pipety, prístroj na testovanie elektrickej vodivosti roztokov, poháre, sklenené tyčinky;
voda, koncentrovaná kyselina sírová a octová, tuhý hydroxid sodný, chlorid sodný, síran meďnatý, 100 ml roztoku metyloranže v acetóne, roztoky síranu meďnatého, chlorid sodný, hydroxid vápenatý, dusičnan bárnatý, bárium chlorid, dusičnan strieborný, kyselina chlorovodíková, uhličitan sodný, chlorid horečnatý, chlorid hlinitý, granulovaný zinok, železný prášok, granulovaný hliník.
Náčrt témy
- Vlastnosti vodných a nevodných roztokov rôznych tried anorganických zlúčenín.
- Rozpúšťanie vo vode z pohľadu elektrónovej teórie.
- Disociácia elektrolytov v roztoku.
- Stupeň elektrolytickej disociácie. Slabé a silné elektrolyty.
POČAS VYUČOVANIA
učiteľ. Vedeli ste, že látky sa nerozpúšťajú len vo vode, ale aj v iných rozpúšťadlách? Ak áno, uveďte príklady.(Žiaci uvádzajú príklady rozpúšťajúcich látok.)
Poďme zistiť, či je na priebeh reakcie potrebné rozpúšťadlo a či je v tomto prípade dôležitá povaha rozpúšťadla. Vezmeme koncentrovanú kyselinu sírovú a nakvapkáme do nej zinok. Bude reakcia?(Vykonáva laboratórny experiment.)
Študent.Zinok pri zahrievaní reaguje s koncentrovanou kyselinou sírovou. Tým sa uvoľňuje plyn SO 2 (napíšte reakčnú rovnicu na tabuľu):
učiteľ.Uvoľňuje sa vodík? A teraz obsah skúmavky (zo skúsenosti) veľmi opatrne vysypeme do skúmavky s vodou. Reakcia sa spustila, uvoľňuje sa veľa tepla. Upozorňujeme, že bez vody reakcia takmer nepokračovala, hoci voda za normálnych podmienok neinteraguje so zinkom.
Urobme ešte jeden experiment. Najprv zmiešame pevné látky: hydroxid sodný a síran meďnatý a potom ich roztoky. Reakcia medzi pevnými činidlami neprebieha a v roztoku sa vytvorí modrá zrazenina. Napíšte si do zošita rovnicu chemickej reakcie:
2NaOH + CuS04 \u003d Cu (OH)2 + Na2S04.
Z výsledkov experimentov usudzujeme, že voda v chemických reakciách vôbec nie je pasívnym médiom. Látky pod jeho vplyvom prechádzajú zmenami. Voda spôsobuje rozklad elektrolytov na ióny.
Zvážte proces rozpúšťania elektrolytov vo vode. Aby ste to dosiahli, musíte si pamätať, čo je valencia a aké typy chemických väzieb poznáte.
Žiaci odpovedajú na otázky. Pri uvažovaní o iónovej väzbe sa zameriavame na model kryštálovej mriežky chloridu sodného. Kovalentnú polárnu väzbu zopakujeme na príklade štruktúry molekúl vody.
učiteľ.Vo všeobecnosti molekula vody nie je nabitá. Ale vo vnútri molekuly H20 atómy vodíka a kyslíka sú usporiadané tak, že kladný a záporný náboj je na opačných koncoch molekuly (obr. 1). Preto je molekula vody dipól.
Mechanizmus elektrolytickej disociácie NaCl pri rozpustení soli vo vode spočíva v postupnej eliminácii iónov sodíka a chlóru molekulami polárnych vôd. Po prechode iónov Na+ a Cl - hydráty týchto iónov vznikajú z kryštálu do roztoku.(Ďalej vysvetľujem kresbu (obr. 2, pozri str. 36) učebnice: Feldman F.G., Rudzitis G.E.. Chémia-9. M.: Osveta, 1999, s. štyri.) A ako reagujú polárne molekuly elektrolytu s molekulami vody? Zvážte to na príklade kyseliny chlorovodíkovej (obr. 3,
pozri str. 36 )
.
Keď sa kyselina chlorovodíková rozpustí vo vode (v molekulách HCl väzba medzi atómami je kovalentná silne polárna), mení sa charakter chemickej väzby. Pod vplyvom polárnych molekúl vody sa polárna kovalentná väzba premení na iónovú. Výsledné ióny zostávajú spojené s molekulami vody – hydratované. Ak je rozpúšťadlo nevodné, potom sa ióny nazývajú solvatované.
Prítomnosť iónov v roztokoch kyselín, zásad a solí možno dokázať výmennými reakciami. Urobme nasledujúce experimenty:
interakcia síranu meďnatého s:
a) dusičnan bárnatý;
b) chlorid bárnatý;
c) hydroxid sodný;
d) hydroxid vápenatý;
interakcia dusičnanu strieborného s:
e) kyselina chlorovodíková;
e) chlorid sodný.
Napíšme rovnice chemických reakcií:
a) СuS04 + Ba (N03)2 = Cu (N03)2 + BaS04;
b) CuS04 + BaCl2 = CuCl2 + BaS04;
c) СuS04 + 2NaOH \u003d Na2S04 + Cu (OH)2;
d) CuS04 + Ca (OH)2 \u003d CaS04 + Cu (OH)2;
e) AgN03 + HCl = HN03 + AgCl;
f) AgN03 + NaCl = NaN03 + AgCl.
Na základe týchto reakcií možno vyvodiť nasledujúce závery:
1) kovové ióny, hydroxylové skupiny a zvyšky kyselín reagujú vo vodných roztokoch ako nezávislé častice;
2) hydroxylové skupiny, zvyšky kyselín, atómy vodíka kyselín a atómy kovov solí sú tie elektricky nabité častice, ktoré sa nachádzajú v roztokoch kyselín, zásad a solí.
Zapíšme si definíciu pojmu: " Elektrolytická disociácia- Ide o proces rozkladu elektrolytu na ióny, keď je rozpustený vo vode alebo roztavený.
Keďže počet molekúl vody, ktoré sa viažu na ióny, nie je známy, proces disociácie kyselín, zásad a solí je jednoducho znázornený takto:
HCl \u003d H + + Cl -,
NaOH \u003d Na + + OH -,
NaCl \u003d Na + + Cl -.
Viacsýtne kyseliny a soli kyselín sa disociujú v krokoch. Na zobrazenie neúplnej disociácie molekúl a iónov, ktoré nesúvisia so silnými elektrolytmi, sa používa znak reverzibilita «». Napríklad pre H2SO4 a jej kyslá soľ NaHS04:
H2SO4 \u003d H++,
NaHSO 4 \u003d Na + +,
Pri písaní disociačných rovníc nerozpustných a slabo rozpustných látok, ktoré prakticky nedisociujú na ióny alebo disociujú v malej miere, je potrebné nerobiť chyby:
CaCO 3 bez disociácie,
СaSO4Ca2+.
Hlavnými pojmami uvažovanými v teórii elektrolytickej disociácie sú "elektrolyty" a "ióny".
elektrolytov- Sú to látky, ktoré sa po rozpustení vo vode alebo v roztavenom stave rozložia na ióny.
ióny sú atómy alebo skupiny atómov, ktoré majú kladný ( katiónov) alebo negatívne ( anióny) poplatok. Ióny sa líšia od atómov štruktúrou aj vlastnosťami. Porovnajme napríklad vlastnosti atómového a molekulárneho chlóru s vlastnosťami iónu. Zvážte ich vzťah ku kovom, vodíku, iónom striebra. Vlastnosti kovového sodíka sú porovnateľné s vlastnosťami sodíkových iónov.(Žiaci uvádzajú príklady a hovoria o vlastnostiach atómov Cl, molekúl Cl 2 a Cl - iónov, ako aj o vlastnostiach kovových iónov Na a Na + v soliach.)
Spoločným a charakteristickým znakom iónov je prítomnosť elektrických nábojov. Prúd vedú len tie roztoky, ktoré obsahujú ióny. Porovnajme elektrickú vodivosť roztokov kyselín, zásad, solí, cukru, alkoholu pomocou prístroja na štúdium elektrickej vodivosti roztokov (obr. 4). Vidíme, že k disociácii nedochádza pri každom riešení. Na základe iónovej teórie formulujeme nové definície kyselín, zásad a solí ako komplexných látok, ktoré pri disociácii vo vode tvoria špeciálne ióny. Pri disociácii kyselín sa ako katióny odštiepia iba ióny H +. Pri disociácii zásad sa ako anióny odštiepia iba ióny ON - . Stredné soli disociujú na kovové katióny a anióny kyslých zvyškov.
Pokúsme sa odpovedať na túto otázku: rozkladajú sa všetky elektrolyty rovnako na ióny? Porovnajme elektrickú vodivosť koncentrovaných roztokov chloridu sodného a kyseliny octovej. V soľnom roztoku sa žiarovka rozsvieti jasne av kyseline octovej - veľmi slabo. Roztoky zrieďte pridaním vody. Elektrická vodivosť roztoku chloridu sodného sa nemení, ale v roztoku kyseliny octovej žiarovka horí jasnejšie. Chlorid sodný úplne disociuje aj v koncentrovaných roztokoch. Molekuly kyseliny octovej v koncentrovaných roztokoch takmer nedisociujú. Keď sa kyselina octová zriedi, počet disociovaných molekúl sa zvyšuje, disociačná rovnováha sa posúva doprava:
CH3COOH CH3COO - + H+.
Látky s iónovou kryštálovou mriežkou sa vo vodných roztokoch úplne disociujú na ióny. Pomer počtu disociovaných molekúl (n) k celkovému počtu molekúl (N) v roztoku sa nazýva stupeň disociácie (). Hodnota môže nadobúdať hodnoty od 0 (žiadna disociácia) do 1 (úplná disociácia).
Všeobecné vlastnosti kyselín sú spôsobené prítomnosťou iónov H+ v roztoku. Aktivita kyseliny (silného alebo slabého elektrolytu) závisí od koncentrácie iónov H+ v roztoku.
Demonštračná skúsenosť. Do dvoch pohárov nalejte 50 ml roztoku metyl pomaranča v acetóne. Do prvého pohára pridajte 1-2 kvapky koncentrovanej kyseliny sírovej, objaví sa malinová farba. Aby sa v druhom pohári objavila rovnaká farba, budete musieť pridať 10-krát viac (10–20 kvapiek) kyseliny octovej, pretože. stupeň disociácie kyseliny CH 3 COOH je nevýznamný a koncentrácia vodíkových iónov v ňom je nízka.
Záver. Sila kyselín a zásad je určená stupňom ich disociácie.
Základným pilierom chémie spolu s periodickým systémom D. I. Mendelejeva, štruktúrou organických zlúčenín A. M. Butlerova a ďalšími významnými objavmi je teória elektrolytickej disociácie. V roku 1887 ho vyvinul Svante Arrhenius na vysvetlenie špecifického správania elektrolytov vo vode, iných polárnych kvapalinách a taveninách. Našiel kompromis medzi dvoma kategoricky odlišnými teóriami riešení, ktoré v tom čase existovali – 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 sú obe vlastnosti vlastné riešeniam.
V ďalších etapách rozvoja vedy mnohí vedci pokračovali vo výskume a vývoji v tejto oblasti na základe dostupných informácií o štruktúre atómov a povahe chemických väzieb medzi nimi. Najmä I. A. Kablukov sa zaoberal problematikou solvatačných procesov, V. A. Kistyakovsky určil závislosť vzostupu kvapalného stĺpca v kapiláre za podmienok teploty varu od molekulovej hmotnosti.
Moderný výklad teórie
Pred príchodom tohto objavu neboli študované mnohé vlastnosti a okolnosti procesov štiepenia, ako aj samotné riešenia. Elektrolytická disociácia je proces rozkladu látky na jej ióny vo vode alebo iných polárnych kvapalinách, interakcia častíc zlúčeniny s molekulami rozpúšťadla, 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. Podobne nabité odpudzujú, inak nabité priťahujú. Nabité častice sú solvatované molekulami rozpúšťadla – každá je tesne obklopená striktne orientovanými dipólmi podľa síl Coulombovej príťažlivosti, v konkrétnom prípade sú hydratované, ak je médium vodné. 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, ktoré nesú kladný alebo záporný náboj. Vyznačujú sa podmieneným 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, s dipólom molekuly H 2 O - hydratovaný.
Keď dôjde k elektrolytickej disociácii vody, vytvoria sa dve nabité častice H (+) a OH (-). Vodíkový protón prijíma nezdieľaný elektrónový pár kyslíka z inej molekuly vody do prázdneho orbitálu, v dôsledku čoho vzniká hydróniový ión H 3 O (+).
Hlavné ustanovenia objavu Arrhenius
Všetci zástupcovia tried anorganických zlúčenín, okrem oxidov, sa v roztokoch orientovaných dipólov kvapalín rozkladajú, v chemickom jazyku - vo väčšej alebo menšej miere disociujú na svoje ióny. Tento proces nevyžaduje prítomnosť elektrického prúdu, jeho schematickým znázornením je rovnica elektrolytickej disociácie.
Keď sú ióny v roztoku alebo tavenine, môžu byť vystavené elektrickému prúdu a pohybovať sa v smere ku katóde (záporná elektróda) a anóde (kladná). Tie priťahujú opačne nabité atómové agregáty. Odtiaľ dostali častice svoje mená - katióny a anióny.
Paralelne a súčasne s rozpadom látky dochádza k opačnému procesu - spájaniu iónov do pôvodných molekúl, preto nedochádza k stopercentnému rozpusteniu látky. Takáto rovnica pre reakciu elektrolytickej disociácie obsahuje znamienko rovnosti medzi jej pravou a ľavou časťou. Elektrolytická disociácia, ako každá iná reakcia, sa riadi zákonmi upravujúcimi chemickú rovnováhu a zákon hromadnej akcie nie je výnimkou. Uvádza, že rýchlosť procesu 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, fenomén asociácie je im vlastný, a teda rovnováha prebiehajúcich procesov.
Je dôležité poznamenať, že neexistuje žiadny priamy vzťah medzi rozpustnosťou a silou elektrolytu. V silnej môže byť slabo vyjadrená. 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" predstavuje zvyšok minerálu a takmer všetky organické kyseliny: uhličitá, sulfidová, boritá, dusíkatá, sírová, kremičitá, octová a ďalšie. Rovnako ako ťažko 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 rozkladu počiatočných molekúl na ióny a prebieha opačný proces.
Hlavné faktory ovplyvňujúce úplnosť rozpadu
Stupeň elektrolytickej disociácie je ovplyvnený množstvom nepopierateľných faktorov. V prvom rade je dôležitý charakter rozpúšťadla a látka, ktorá sa v ňom rozkladá. Napríklad všetky silné elektrolyty majú kovalentný vysoko polárny alebo iónový typ väzby medzi zložkami. Kvapaliny sú reprezentované dipólmi, najmä vodou, dochádza k separácii nábojov v molekulách 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 podložený nasledovne: čím je vyšší, tým je väčší stupeň disociácie.
Sekundárne faktory
Viacsýtne kyseliny, ako je fosforečná, a zásady s viacerými hydroxylovými skupinami, ako je Fe(OH)3, sa postupne rozkladajú na ióny. Závislosť je určená - každý nasledujúci stupeň disociácie je charakterizovaný stupňom, ktorý je tisíckrát alebo desaťtisíckrát menší ako predchádzajúci.
Stupeň rozkladu možno zmeniť aj pridaním ďalších elektrolytov do systému, ktoré zmenia koncentráciu 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 ako pomer koncentrácií katiónov a aniónov ku kvantitatívnemu obsahu počiatočných molekúl v systém. V skutočnosti je to obvyklá chemická rovnovážna konštanta pre reverzibilnú reakciu štiepenia rozpustenej látky na ióny.
Napríklad pre proces rozkladu zlúčeniny na častice, z ktorých je súčasťou, bude disociačná konštanta (Kd) určená kvocientom konštantných koncentrácií katiónov a aniónov v zložení roztoku, zvýšenými na mocniny zodpovedajúce čísla pred nimi v chemickej rovnici a celkový počet zostávajúcich nedisociovaných jednotiek vzorca rozpustenej látky. 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 sa určuje pomocou Ostwaldovho zákona riedenia pomocou rovnice: K d \u003d α 2 s.
Voda ako slabo disociujúca látka
Dipólové molekuly sa rozpadajú na nabité častice v extrémne malej miere, pretože je to energeticky nevýhodné. Stále však dochádza k štiepeniu na vodíkové katióny a hydroxylové anióny. Ak vezmeme do úvahy hydratačné procesy, môžeme hovoriť o tvorbe hydróniového iónu a OH (-) z dvoch molekúl vody.
Konštantná disociácia je určená pomerom produktu vodíkových protónov a hydroxidových skupín, nazývaného iónový produkt vody, k rovnovážnej koncentrácii nerozložených molekúl v roztoku.
Elektrolytická disociácia vody určuje v systéme prítomnosť H (+), ktoré charakterizujú jej kyslosť, a prítomnosť OH (-) - zásaditosť. Ak sú koncentrácie protónu a hydroxylovej skupiny rovnaké, takéto prostredie sa nazýva neutrálne. Existuje takzvaný pH index - to je záporný logaritmus celkového kvantitatívneho obsahu H (+) v roztoku. pH menšie ako 7 naznačuje, že prostredie je kyslé, viac - o jeho zásaditosti. Je to veľmi dôležitá hodnota, podľa jej experimentálnej hodnoty sa analyzujú biologické, biochemické a chemické reakcie rôznych vodných systémov – jazier, rybníkov, riek a morí. Význam vodíkového indikátora pre priemyselné procesy je tiež nepopierateľný.
Zaznamenávanie reakcií a zápisu
Rovnica elektrolytickej disociácie pomocou chemických znakov popisuje procesy rozpadu molekúl na zodpovedajúce častice a nazýva sa iónová. Je mnohonásobne jednoduchší ako štandardný molekulárny a má všeobecnejšiu formu.
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, ktorých silnými predstaviteľmi sú len vo forme rozdelené na ióny sú zahrnuté v roztokoch kompozície. Elektrolytická disociácia je pre nich nezvratným procesom, pretože asociácia nie je možná v dôsledku tvorby neštiepnych látok alebo plynov. Pre tento typ rovníc platia rovnaké pravidlá ako pre ostatné chemické reakcie – súčty koeficientov ľavej a pravej časti sa musia nevyhnutne navzájom rovnať, aby bola zachovaná materiálová bilancia.
Elektrolytická disociácia kyselín a zásad môže prebiehať v niekoľkých stupňoch, ak sú látky viacsýtne alebo polykyselinové. Každá subreakcia má svoju vlastnú rovnicu.
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 fenoménu, ako je elektrolytická disociácia, sa intenzívne rozvíjali elektródové procesy, špecifiká prechodu prúdov rôznymi médiami a teória indukcie katódovo-anódových potenciálov. Navyše teória riešení značne 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 toľko nových a neznámych vecí. Vedci sa každým dňom posúvajú ďalej a 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.
Rozpúšťanie akejkoľvek látky vo vode je sprevádzané tvorbou hydrátov. Ak súčasne nedôjde k zmenám vzorca v časticiach rozpustenej látky v roztoku, potom sa takéto látky klasifikujú ako neelektrolytov. Sú to napríklad plyn dusík N2 kvapalina chloroform CHCI3, pevná látka sacharóza C12H22O11, ktoré existujú vo vodnom roztoku ako hydráty týchto molekúl.
je známych veľa látok (vo všeobecnej forme MA), ktoré po rozpustení vo vode a vytvorení hydrátov molekúl MA nH 2 O podliehajú významným zmenám vzorca. V dôsledku toho sa v roztoku objavia hydratované ióny - katióny M + * nH20 a anióny A * nH20:
MA * nH20 → M + * nH20 + A - * nH20
Takéto látky sú elektrolytov.
Proces objavenia sa hydratovaných iónov vo vodnom roztoku volal elektrolytická disociácia(S. Arrhenius 1887).
Elektrolytická disociácia iónových kryštalických látok (M +) (A -) vo vode je nezvratné reakcia:
(M +) (A -) (t) → (M +) (A -) (p) \u003d (M +) (p) + (A -) (p)
Takéto látky sú silné elektrolytov sú to mnohé zásady a soli, napr.
NaOH \u003d Na + + OH - K2S04 \u003d 2K + + SO4 -
Ba (OH) 2 \u003d Ba2+ + 2OH - Na2 \u003d 2Na + + S 2-
Elektrolytická disociácia MA substancie, pozostávajúca z polárny kovalentné molekuly, je reverzibilné reakcia:
(M-A) (g, w, t) → (M-A) (p) ↔ M + (p) A - (p)
takéto látky sú klasifikované ako slabé elektrolyty, sú to mnohé kyseliny a niektoré zásady, napr.
a) HNO 2 ↔ H + + NO 2-
b) CH 3 COOH ↔ H + + CH 3 COO -
c) H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 - (prvý stupeň)
HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2- (druhý stupeň)
d) NH 3 * H 2 O ↔ NH 4 + OH -
V zriedených vodných roztokoch slabých elektrolytov vždy nájdeme ako pôvodné molekuly, tak aj produkty ich disociácie – hydratované ióny.
Kvalitatívna charakteristika disociácie elektrolytov sa nazýva stupeň disociácie a označuje sa ɑ 1, vždy ɑ › 0.
Pre silné elektrolyty je ɑ = 1 podľa definície (disociácia takýchto elektrolytov je úplná).
Pre slabý elektrolytov stupeň disociácie je pomer molárnej koncentrácie disociovanej látky (s d) k celkovej koncentrácii látky v roztoku (s):
Stupeň disociácie je zlomok jednej zo 100 %. Pre slabé elektrolyty ɑ ˂ С 1 (100 %). Pre slabý kyseliny H n A, stupeň disociácie v každom ďalšom kroku v porovnaní s predchádzajúcim prudko klesá:
H3PO4↔H+ + H2P04- = 23,5 %
H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- \u003d 3 * 10 -4 %
HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3- = 2 * 10 -9 %
Stupeň disociácie závisí od povahy a koncentrácie elektrolytu, ako aj od teploty roztoku; rastie s znížiť koncentrácia látky v roztoku (t.j. keď je roztok zriedený) pri kúrenie.
AT zriedený riešenia silné kyseliny H n A ich hydrotióny H n -1 A neexistujú, napr.
H2SO4 \u003d H++ (1 → 1)
= H++ S04-2 (1 → 1)
Výsledkom je: H2SO4 (razb.) \u003d 2H++ SO4-2
v koncentrovaný roztokov, obsah hydroaniónov (a dokonca aj počiatočných molekúl) sa stáva viditeľným:
H2SO4 - (konc.) ↔ H + + HSO 4 - (1 ˂ 1)
HSO 4 - ↔ H + + SO 4 2- (2 ˂ 1 ˂ 1)
(nie je možné sčítať rovnice štádií reverzibilnej disociácie!). Pri zahrievaní sa hodnoty 1 a 2 zvyšujú, čo prispieva k výskytu reakcií zahŕňajúcich koncentrované kyseliny.
Kyseliny sú elektrolyty, ktoré po disociácii dodávajú vodnému roztoku katióny vodíka a netvoria žiadne ďalšie kladné anióny:
* písmeno označuje stupeň výskytu akýchkoľvek reverzibilných reakcií vrátane stupňa hydrolýzy.
H 2 SO 4 \u003d 2H + \u003d SO 4 2-, HF ↔ H + + F -
Spoločné silné kyseliny:
okysličené kyseliny
Anoxické kyseliny
HCl, HBr, HI, HNCS
V zriedenom vodnom roztoku (podmienečne do 10 % alebo 0,1 molárneho) sa tieto kyseliny úplne disociujú. Pre silné kyseliny H n A ich zoznam obsahuje hydrotióny(anióny kyslých solí), ktoré za týchto podmienok tiež úplne disociujú.
Spoločné slabé kyseliny:
okysličené kyseliny
Anoxické kyseliny
Základom sú elektrolyty, ktoré pri disociácii dodávajú hydroxidové ióny do vodného roztoku a nevytvárajú žiadne ďalšie záporné ióny:
KOH \u003d K+ + OH-, Ca (OH)2 \u003d Ca2+ + 2OH-
Disociácia málo rozpustný zásady Mg (OH) 2, Cu (OH) 2, Mn (OH) 2, Fe (OH) 2 a iné nemajú praktický význam.
Komu silný dôvody ( alkálie) zahŕňajú NaOH, KOH, Ba(OH)2 niektoré ďalšie. Najznámejšou slabou zásadou je hydrát amoniaku NH 3 H 2 O.
Stredné soli sú elektrolyty, ktoré po disociácii dodávajú vodnému roztoku akékoľvek katióny, okremH +
a akékoľvek anióny okremOh:
Cu(NO 3) 2 \u003d Cu 2+ + 2NO 3 -
Al 2 (SO 4) 3 \u003d 2 Al 3+ + 3SO 4 2-
Na (CH 3 COO) \u003d Na + + CH 3 COO -
BaCl2 \u003d Ba2+ + 2Cl
K 2 S \u003d 2 K + + S 2-
Mg(CN)2 \u003d Mg2+ + 2CN -
nejde len o vysoko rozpustné soli. Disociácia málo rozpustný a prakticky nerozpustný soľ nevadí.
Disociujte podobne dvojité soli:
KAl(SO 4) 2 = K + + Al 3+ + 2SO 4 2-
Fe(NH4)2(S04)2 = Fe2+ + 2NH4 + 2SO42-
Kyslé soli(väčšina z nich je rozpustná vo vode) úplne disociujú podľa typu stredných solí:
KHSO 4 \u003d K + + HSO 4 -
KHCr 2 O 7 \u003d K + + HCr 2 O 7 -
KH 2 PO 4 \u003d K + + H 2 PO 4 -
NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -
Výsledné hydroanióny sú zase vystavené vode:
a) ak hydroanión patrí k silnej kyseline, potom tiež úplne disociuje:
HSO 4 - \u003d H + + HSO 4 2-, HCr 2 O 7 - \u003d H + + Cr 2 O 7 2-
a celú rovnicu disociačnej reakcie možno zapísať ako:
KHSO 4 \u003d K + + H + + SO 4 2-
KHCr 2 O 7 \u003d K + + H + Cr 2 O 7 2-
(roztoky týchto solí budú nevyhnutne kyslé, rovnako ako roztoky zodpovedajúcich kyselín);
b) ak hydrotión patrí k slabej kyseline, potom je jeho správanie vo vode duálne - alebo neúplná disociácia ako slabá kyselina:
H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- (1)
HCO 3 - ↔ H + CO 3 2- (1)
Buď interakcia s vodou (nazývaná reverzibilná hydrolýza):
H 2 PO 4 - + H 2 O ↔ H 3 PO 4 + OH - (2)
HCO 3 - + H 2 O ↔ H 2 CO 3 + OH - (2)
Pri 1 2 prevláda disociácia (a roztok bude kyslý) a pri 1 2 hydrolýza (a roztok soli bude alkalický). Takže roztoky solí s aniónmi HSO 3 -, H 2 PO 4 -, H 2 AsO 4 - a HSeO 3 budú kyslé, roztoky solí s inými aniónmi (väčšina z nich) budú alkalické. Inými slovami, názov „kyslý“ pre soli s väčšinou hydroaniónov neznamená, že tieto anióny sa budú v roztoku správať ako kyseliny (hydrolýza hydroaniónov a výpočet pomeru medzi 1 a 2 sa študuje iba na vyššom stupni vzdelávania)
Hlavné soli MgCl(OH), CuCO 3 (OH) 2 a iné sú väčšinou prakticky nerozpustné vo vode a o ich správaní sa vo vodnom roztoku nemožno diskutovať.
