(1887), за да обясни свойствата на водните разтвори на електролитите. В бъдеще той е разработен от много учени въз основа на учението за структурата на атома и химическата връзка. Сегашното съдържание на тази теория може да се сведе до следните три положения:

Схема на разтваряне на солен кристал. Натриеви и хлоридни йони в разтвор.

1. При разтваряне във вода електролитите се дисоциират (разграждат) на йони – положително и отрицателно заредени. („Йон“ означава „скитане“ на гръцки. В разтвора йоните се движат произволно в различни посоки.)

2. Под действието на електрически ток йоните придобиват насочено движение: положително заредените се движат към катода, отрицателно заредените - към анода. Следователно първите се наричат ​​катиони, вторите - аниони. Насоченото движение на йони възниква в резултат на привличането на техните противоположно заредени електроди.

3. Дисоциацията е обратим процес. Това означава, че настъпва такова състояние на равновесие, при което колкото молекули се разпадат на йони (дисоциация), толкова много от тях се образуват отново от йони (асоциация). Следователно в уравненията на електролитната дисоциация вместо знака за равенство се поставя знакът за обратимост.

Например:

KA ↔ K + + A - ,

където KA е електролитна молекула, K + е катион, A − е анион.

Учението за химическата връзка помага да се отговори на въпроса защо електролитите се дисоциират на йони. Веществата с йонна връзка се дисоциират най-лесно, тъй като те вече се състоят от йони (вижте Химическа връзка). Когато се разтварят, диполите на водата се ориентират около положителните и отрицателните йони. Между йоните и диполите на водата възникват сили на взаимно привличане. В резултат на това връзката между йоните отслабва и настъпва преходът на йони от кристала към разтвора. По същия начин електролитите се дисоциират, чиито молекули се образуват според вида на ковалентната полярна връзка. Дисоциацията на полярните молекули може да бъде пълна или частична - всичко зависи от степента на полярност на връзките. И в двата случая (по време на дисоциацията на съединения с йонни и полярни връзки) се образуват хидратирани йони, т.е. йони, химически свързани с водни молекули.

Основателят на този възглед за електролитната дисоциация е почетният академик И. А. Каблуков. За разлика от теорията на Арениус, която не отчита взаимодействието на разтворено вещество с разтворител, И. А. Каблуков прилага химическата теория на разтворите на Д. И. Менделеев, за да обясни електролитната дисоциация. Той показа, че по време на разтварянето възниква химично взаимодействие на разтвореното вещество с вода, което води до образуването на хидрати, след което те се дисоциират на йони. И. А. Каблуков смята, че във воден разтвор се съдържат само хидратирани йони. Това мнение вече е общоприето. И така, йонната хидратация е основната причина за дисоциацията. В други, неводни електролитни разтвори, химическата връзка между частиците (молекулите, йоните) на разтвореното вещество и частиците на разтворителя се нарича солватация.

Хидратираните йони имат както постоянен, така и променлив брой водни молекули. Хидратът с постоянен състав образува водородни йони Н +, задържащи една водна молекула - това е хидратиран протон Н + (Н 2 О). В научната литература той обикновено се представя с формулата H 3 O + (или OH 3 +) и се нарича хидрониев йон.

Тъй като електролитната дисоциация е обратим процес, електролитните разтвори съдържат молекули заедно с техните йони. Следователно електролитните разтвори се характеризират със степента на дисоциация (обозначена с гръцката буква а). Степента на дисоциация е отношението на броя на молекулите, които са се разпаднали на йони, n, към общия брой на разтворените молекули, N:

Степента на дисоциация на електролита се определя емпирично и се изразява в части от единица или като процент. Ако α = 0, тогава няма дисоциация, а ако α = 1 или 100%, тогава електролитът напълно се разлага на йони. Различните електролити имат различна степен на дисоциация. С разреждането на разтвора той се увеличава, а с добавянето на йони със същото име (същите като електролитните йони) намалява.

Въпреки това, за да се характеризира способността на електролита да се дисоциира на йони, степента на дисоциация не е много удобна стойност, тъй като тя. зависи от концентрацията на електролита. По-обща характеристика е константата на дисоциация K. Тя може лесно да бъде получена чрез прилагане на закона за масово действие към равновесието на дисоциация на електролита (1):

K = () / ,

където KA е равновесната концентрация на електролита и са равновесните концентрации на неговите йони (вижте Химично равновесие). K не зависи от концентрацията. Зависи от естеството на електролита, разтворителя и температурата. За слабите електролити, колкото по-голямо е K (константа на дисоциация), толкова по-силен е електролитът, толкова повече йони в разтвора.

Силните електролити нямат константи на дисоциация. Формално те могат да бъдат изчислени, но няма да бъдат постоянни при промяна на концентрацията.

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

Електролити и непроводници

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

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

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

Основни положения на теорията на електролитната дисоциация (TED)

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

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

Механизъм на ЕД на йонни вещества

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

Механизмът на ED на съединения с ковалентна силно полярна връзка

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

Теорията на електролитната дисоциация и основните класове неорганични съединения

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

Силата на електролитите

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

Класификация на електролитите

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

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

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

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

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

Електролитите включват киселини, основи и почти всички соли.

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

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

Правете разлика между силни и слаби електролити.

Силните електролити напълно се дисоциират на йони при разтваряне.

Те включват:

1) почти всички соли;

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

3) основи на алкални и алкалоземни метали.

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

Те включват:

1) почти всички органични киселини;

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

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

Водата е слаб електролит.

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

Основни положения на теорията на електролитната дисоциация.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

KA ↔ K + + A -

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

Степен на дисоциация.

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

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

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

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

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

CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +

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

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

Механизъм на дисоциация

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

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

Дисоциацията на полярните молекули може да бъде пълна или частична.

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

константа на дисоциация.

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

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

A K → A - + K + .

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

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

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

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

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

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

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

Правилната форма би била:

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

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

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

За реакцията на дисоциация на водата

постоянният израз би бил:

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

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

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

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

Например:

HCl ↔ H + + C l - ;

CH 3 COOH ↔ H + + CH 3 COO -

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

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

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

NRO 2- 4 ↔ H + PO Z- 4 (трети етап)

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

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

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

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

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

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

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

Например:

KOH ↔ K + + OH - ;

NH 4 OH ↔ NH + 4 + OH -

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

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

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

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

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

H 2 O ↔ H + + OH -

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

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

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

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

Например:

(NH 4) 2 SO 4 ↔ 2NH + 4 + SO 2-4;

Na 3 PO 4 ↔ 3Na + + PO 3- 4

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

KHSO 4 ↔ K + + HSO - 4

HSO - 4 ↔ H + + SO 2- 4

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

Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH) + + Cl -

В допълнение към константата на дисоциация силата на електролита може да се определи от стойността на друг параметър, който зависи от концентрацията на разтвора. Този параметър е видима степен на дисоциация който показва фракцията на молекулите, разложени на йони.

Степен на дисоциация (  ) е отношението на броя на молекулите, разградени на йони (N дис. ) към общия брой молекули на разтвореното вещество (N обща сума ) :

Степента на дисоциация се изразява в части от единица или като процент. Тъй като общият брой молекули на дадено вещество в разтвор е пропорционален на количеството на неговото вещество и неговата моларна концентрация, можем да запишем:

(7.6.5.)

където n dis. и c дис. - съответно количеството и моларната концентрация на разтвореното вещество, подложено на електролитна дисоциация.

Силните електролити обикновено включват вещества, чиято видима степен на дисоциация в разтвор надвишава 30% ( > 0,3). Когато < 3% ( < 0,03) электролиты считают слабыми, в других случаях о них говорят как об электролитах средней силы.

Степента на дисоциация обикновено се определя от измервания на електрическата проводимост на разтворите, която е право пропорционална на концентрацията на свободно движещи се йони. В този случай не се получават истински стойности на , а привидни стойности. Те винаги са по-малки от истинските стойности на , т.к когато се движат към електродите, йоните се сблъскват и частично намаляват подвижността си, особено при високи концентрации в разтвора, когато възниква електростатично привличане между йоните. Например, истинската стойност на степента на електролитна дисоциация на HCl в разреден разтвор е 1, в 1 М разтвор  = 0,78 (78%) при 18 0 C, но този разтвор не съдържа 22% недисоциирана HCl молекули, почти всички молекули са дисоциирани.

Електролитите, които се дисоциират почти напълно в разреден воден разтвор, се наричат ​​силни електролити..

Почти всички соли, много неорганични киселини (H 2 SO 4, HNO 3, HClO 4, халогеноводородни киселини, с изключение на HF и др.), хидроксиди на s-елементи (изключение е Be (OH) 2 и Mg (OH) 2) . Привидните стойности на тези електролити варират от 70 до 100%. Дисоциацията на силни електролити е почти необратим процес. :

HCl  H + + Cl - или HCl = H + + Cl -

киселините са вещества, които се дисоциират във воден разтвор, за да образуват водородни катиони и аниони на киселинен остатък, основите са вещества, които се дисоциират във воден разтвор, за да образуват хидроксидни йони OH - и метални катиони .

Слабите многоосновни киселини се дисоциират на стъпки. Всяка стъпка се характеризира със своята стойност на константата на дисоциация, например:

Поради поетапната дисоциация многоосновните киселини могат да образуват киселинни соли, NaHSO 4 , NaHCO 3 , K 2 HPO 4 и др.

Слабите поликиселинни основи се дисоциират на стъпки:

Това обяснява способността на поликиселинните основи да образуват основни соли: CuOHCl, (ZnOH) 2 SO 4 и др.

Електролитите, които частично се дисоциират в разреден воден разтвор, се наричат ​​слаби електролити. Дисоциацията на слабите електролити е обратим процес

например:

Степен на електролитна дисоциациязависи от:

естеството на електролита и разтворителя;

концентрация на разтвора;

температура

и нараства с увеличаване на разреждането на разтвора:

Степента на дисоциация нараства с повишаване на температурата на разтвора. Увеличаването на кинетичната енергия на разтворените частици допринася за разлагането на молекулите в йони, което води до увеличаване на степента на дисоциация при нагряване на разтворите.

Ако в разтвор на слаба киселина или слаба основа концентрацията на едноименния йон се увеличи чрез въвеждане на съответната сол, тогава се наблюдава рязка промяна в степента на дисоциация на слабия електролит. Помислете например как  на оцетната киселина (CH3COOH) ще се промени, когато натриевият ацетат се въведе в разтвор (въвеждането на йони със същото име CH3COO-).

Според принципа на Le Chatelier, равновесието на процеса на дисоциация

ще се измести наляво в резултат на увеличаване на концентрацията на ацетатни йони CH 3 COO - образувани по време на дисоциацията на натриев ацетат:

CH 3 COONa  CH 3 COO - + Na +.

Такова изместване на равновесието към образуването на CH 3 COOH означава намаляване на степента на неговата дисоциация и води до намаляване на концентрацията на водородни йони, например:

По този начин, в резултат на въвеждане на 0,01 mol CH 3 COONa в 1 l 0,01 M разтвор на CH 3 COOH, концентрацията на водородни йони намалява с

.

От гледна точка на теорията на електролитната дисоциация амфотерните хидроксиди (амфолити) са вещества, които се дисоциират във воден разтвор както като киселини, така и като основи. Те включват Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2, Al (OH) 3, Cr (OH) 3 и др. Например, уравненията на електролитна дисоциация Be ( OH )2:

1) дисоциация по тип база:

Be(OH) 2 + 3H 2 O  OH - +

H 2 O  OH - +

2) дисоциация според вида на киселината:

Be(OH) 2 + 2H 2 O  H + +

 H + +

Има определен модел между константата и степента на дисоциация, открит през 1888 г. от W. Ostwald и успя да го обясни. Този модел по-късно е наречен закон за разреждане на Оствалд.

Експерименталното установяване на правилността на закона за разреждане на Оствалд беше от голямо значение за обосноваване на теорията за електролитната дисоциация.

K d е свързано с проста зависимост. Ако общата моларна концентрация на електролита в разтвора е обозначена с C KA, тогава за бинарните електролити концентрациите на K y+ и A x- йони ще бъдат равни на ·C KA . Очевидно е, че

= =  C KA ,

C KA -  C KA = C KA (1-), тогава

(7.6.6.)

За слаби електролити   0 и (1 - )  1. Следователно,

(7.6.7.)

Получената зависимост е математически израз Закон за разреждане на Оствалд :

степента на дисоциация на слаб електролит се увеличава с разреждането на разтвора обратно пропорционално на корен квадратен от неговата моларна концентрация.

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

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

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

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

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

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

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

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

В тази връзка могат да се формулират някои разпоредби:

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

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

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

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

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

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

An n  е отрицателно зареден йон ( анион).

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

NaCl Na +  Cl  ;

CuSO 4 Cu 2+  SO 4 2 ;

K 3 PO 4 3K +  PO 4 3  .

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

HCl  H 2 O H 3 O +  Cl  .

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

Силни и слаби електролити

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

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

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

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

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

Силните електролити включват:

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

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

3) почти всички разтворими соли.

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

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

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