Osim konstante disocijacije, jačina elektrolita može se odrediti i vrijednošću drugog parametra koji ovisi o koncentraciji otopine. Ovaj parametar je očigledan stepen disocijacije koji pokazuje udio molekula koji su se razbili na jone.
Stepen disocijacije ( ) je omjer broja molekula koji se raspadaju u jone (N dis. ) na ukupan broj molekula otopljene tvari (N ukupno ) :
Stepen disocijacije se izražava u dijelovima jedinice ili u postocima. Pošto je ukupan broj molekula neke supstance u rastvoru proporcionalan količini njene supstance i njenoj molarnoj koncentraciji, možemo napisati:
(7.6.5.)
gdje je n dis. i c dis. - odnosno količina i molarna koncentracija otopljene supstance koja je podvrgnuta elektrolitičkoj disocijaciji.
Jaki elektroliti konvencionalno uključuju supstance čiji prividni stepen disocijacije u rastvoru prelazi 30% ( > 0,3). Kada < 3% ( < 0,03) электролиты считают слабыми, в других случаях о них говорят как об электролитах средней силы.
Stepen disocijacije se obično određuje mjerenjem električne provodljivosti rastvora, koja je direktno proporcionalna koncentraciji slobodno pokretnih jona. U ovom slučaju se ne dobijaju prave vrednosti , već prividne vrednosti. One su uvijek manje od pravih vrijednosti , jer ioni, kada se kreću prema elektrodama, sudaraju se i djelimično smanjuju njihovu pokretljivost, posebno pri visokim koncentracijama u otopini, kada se između iona javlja elektrostatička privlačnost. Na primjer, prava vrijednost stepena elektrolitičke disocijacije HCl u razrijeđenoj otopini je 1, u 1 M otopini = 0,78 (78%) na 18 0 C, međutim, ova otopina ne sadrži 22% nedisociranog HCl molekula, gotovo svi molekuli su disocirani.
Elektroliti koji se gotovo potpuno disociraju u razrijeđenoj vodenoj otopini nazivaju se jaki elektroliti..
Jaki elektroliti u vodenim rastvorima uključuju gotovo sve soli, mnoge anorganske kiseline (H 2 SO 4, HNO 3, HClO 4, halogenovodonike, osim HF, itd.), hidrokside s-elemenata (sa izuzetkom Be(OH) 2 i Mg(OH) 2). Prividne vrijednosti ovih elektrolita kreću se od 70 do 100%. Disocijacija jakih elektrolita je praktično nepovratan proces :
HCl H + + Cl - ili HCl = H + + Cl -
kiseline su tvari koje disociraju u vodenoj otopini da nastaju vodikovi kationi i anioni kiselinskog ostatka; baze su tvari koje disociraju u vodenoj otopini da tvore hidroksidne ione OH - i metalnih katjona .
Slabe polibazne kiseline diociraju postepeno. Svaki korak karakterizira njegova konstantna vrijednost disocijacije, na primjer:
Zbog stepenaste disocijacije polibazne kiseline su sposobne da formiraju kisele soli, NaHSO 4, NaHCO 3, K 2 HPO 4, itd.
Slabe polikiseline baze se postepeno disociraju:
Ovo objašnjava sposobnost polikiselih baza da formiraju bazične soli: CuOHCl, (ZnOH) 2 SO 4, itd.
Elektroliti koji se djelomično disociraju u razrijeđenoj vodenoj otopini nazivaju se slabi. Disocijacija slabih elektrolita je reverzibilan proces
Na primjer:
Stepen elektrolitičke disocijacijezavisi od:
priroda elektrolita i rastvarača;
koncentracija rastvora;
temperatura
I povećava sa povećanjem razblaženja rastvora:
Stepen disocijacije raste sa povećanjem temperature rastvora. Povećanje kinetičke energije otopljenih čestica potiče dezintegraciju molekula na ione, što dovodi do povećanja stepena disocijacije kada se rastvori zagrevaju.
Ako se u otopini slabe kiseline ili slabe baze koncentracija istoimenog iona poveća uvođenjem odgovarajuće soli, tada se opaža oštra promjena stupnja disocijacije slabog elektrolita. Razmotrimo, na primjer, kako se mijenja sirćetne kiseline (CH3COOH) kada se natrijum acetat unese u rastvor (uvođenje istih jona CH3COO-).
Prema Le Chatelierovom principu, ravnoteža procesa disocijacije
će se pomaknuti ulijevo kao rezultat povećanja koncentracije acetatnih jona CH 3 COO - nastalih tijekom disocijacije natrijevog acetata:
CH 3 COONa CH 3 COO - + Na + .
Ovaj pomak u ravnoteži prema stvaranju CH 3 COOH znači smanjenje stepena njegove disocijacije i dovodi do smanjenja koncentracije vodikovih jona, na primjer:
Dakle, kao rezultat unošenja 0,01 mol CH 3 COONa u 1 litar 0,01 M rastvora CH 3 COOH, koncentracija vodikovih jona se smanjila za
.
Sa stanovišta teorije elektrolitičke disocijacije amfoterni hidroksidi (amfoliti) su supstance koje disociraju u vodenom rastvoru i kao kiseline i kao baze. To uključuje Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Cr(OH) 3, itd. Na primjer, jednadžbe za elektrolitičku disocijaciju Be(OH) 2:
1) disocijacija prema vrsti baze:
Be(OH) 2 + 3H 2 O OH - +
H 2 O OH - +
2) disocijacija prema tipu kiseline:
Be(OH) 2 + 2H 2 O H + +
H + +
Postoji određeni obrazac između konstante i stepena disocijacije, koji je otkrio W. Ostwald 1888. i bio u stanju da ga objasni. Ovaj obrazac je kasnije nazvan Ostwaldov zakon razblaženja.
Eksperimentalno utvrđivanje ispravnosti Ostwaldovog zakona razblaženja bilo je od velikog značaja za potkrepljivanje teorije elektrolitičke disocijacije.
K d je povezan s jednostavnom ovisnošću. Ako se ukupna molarna koncentracija elektrolita u otopini označi sa C KA, tada će za binarne elektrolite koncentracije K y+ i A x- jona biti jednake ·C KA. Očigledno je da
= = ·C KA ,
C KA - ·C KA = C KA· (1-), onda
(7.6.6.)
Za slabe elektrolite 0 i (1 - ) 1. Dakle,
(7.6.7.)
Rezultirajuća zavisnost je matematički izraz Ostwaldov zakon razblaženja :
stepen disocijacije slabog elektrolita se povećava kada se otopina razrijedi u obrnutom razmjeru s kvadratnim korijenom njegove molarne koncentracije.
Povijest otkrića tako zanimljivog fenomena u hemiji kao što je elektrolitička disocijacija započela je 1887. godine, kada je švedski hemičar Svante Arennius, proučavajući električnu provodljivost vodenih otopina, sugerirao da se u takvim otopinama tvari mogu raspasti u nabijene čestice - ione. Ovi ioni su u pokretu, krećući se do elektroda, i pozitivno nabijene katode i negativno nabijene anode. Ovaj proces raspadanja naziva se elektrolitička disocijacija i to je razlog za pojavu električne struje u otopinama.
Teorija elektrolitičke disocijacije
Klasična teorija elektrolitičke disocijacije, koju je razvio otkrivač S. Ahrennius zajedno sa W. Oswaldom, prije svega je pretpostavila da do raspadanja molekula na ione (sama disocijacija) dolazi pod utjecajem električne struje. Kasnije se pokazalo da to nije sasvim tačno, jer je otkriveno postojanje jona u vodenim rastvorima, bez obzira da li je struja prolazila kroz njih ili ne. Tada je Svante Ahrennius formirao novu teoriju, njena suština je da se elektroliti spontano raspadaju u ione pod uticajem rastvarača. A prisustvo jona stvara idealne uslove za električnu provodljivost u rastvoru.
Otprilike ovako shematski izgleda elektrolitička disocijacija.
Velika važnost elektrolitičke disocijacije u otopinama leži u činjenici da nam omogućava da opišemo svojstva kiselina, baza i soli, a dalje ćemo se na tome detaljnije zadržati.
Elektrolitička disocijacija kiselina
N 3 PO 4 ⇄ N + N 2 PO- 4 (prva faza)
N 2 PO 4 ⇄ N + NPO 2 - 4 (druga faza)
N 2 PO 4 ⇄ N+ PO Z - 4 (treća faza)
Ovako izgledaju hemijske jednadžbe za elektrolitičku disocijaciju kiselina. Primjer pokazuje elektrolitičku disocijaciju fosforne kiseline H 3 PO 4 koja se razlaže na vodik H (katjon) i anodne ione. Štaviše, do disocijacije mnogih bazičnih kiselina dolazi, po pravilu, tek u prvom koraku.
Elektrolitička disocijacija baza
Baze se razlikuju od kiselina po tome što se pri disocijaciji formiraju hidroksidni ioni kao kationi.
Primjer osnovne jednadžbe hemijske disocijacije
KOH ⇄ K + OH-; NH 4 OH ⇄ NH+ 4 + OH-
Baze koje se otapaju u vodi nazivaju se alkalije, nema ih toliko, uglavnom alkalne i zemnoalkalne baze, kao što su LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH i Ca(OH) 2, Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2, Ra(OH) 2
Elektrolitička disocijacija soli
Prilikom elektrolitičke disocijacije soli nastaju metali kao kationi, kao i amonijum kation NH 4, a kiseli ostaci postaju anjoni.
(NH 4) 2 SO 4 ⇄ 2NH+ 4 + SO 2 - 4; Na 3 PO 4 ⇄ 3Na + PO 3- 4
Primjer jednadžbe za elektrolitičku disocijaciju soli.
Elektrolitička disocijacija, video
I na kraju, edukativni video na temu našeg članka.
Temeljna podrška hemiji, uz periodični sistem D. I. Mendeljejeva, strukturu organskih jedinjenja A. M. Butlerova i druga značajna otkrića, je teorija elektrolitičke disocijacije. Razvio ga je Svante Arrhenius 1887. kako bi objasnio specifično ponašanje elektrolita u vodi i drugim polarnim tekućinama i topljeninama. Pronašao je kompromis između dvije kategorički različite teorije o rješenjima koja su postojala u to vrijeme – fizičke i kemijske. Prvi je tvrdio da otopljena supstanca i otapalo ne stupaju u interakciju ni na koji način, formirajući jednostavnu mehaničku smjesu. Druga je da između njih postoji hemijska veza. Pokazalo se da u stvari rješenja imaju oba svojstva.
U kasnijim fazama razvoja nauke, mnogi naučnici su nastavili istraživanja i razvoj u ovoj oblasti, oslanjajući se na dostupne informacije o strukturi atoma i prirodi hemijskih veza između njih. Konkretno, I. A. Kablukov proučavao je pitanje procesa solvatacije, V. A. Kistyakovsky je odredio ovisnost porasta stupca tekućine u kapilari pod temperaturnim uvjetima ključanja o molekulskoj težini.
Moderna interpretacija teorije
Prije ovog otkrića mnoga svojstva i okolnosti procesa cijepanja nisu proučavana, kao ni sama rješenja. Elektrolitička disocijacija je proces razgradnje tvari na njene sastavne ione u vodi ili drugim polarnim tekućinama, interakcija čestica spoja s molekulama otapala i pojava pokretljivosti kationa i aniona na čvorovima kristalne rešetke uslijed taljenja. . Kao rezultat toga, formirane tvari dobivaju novo svojstvo - električnu provodljivost.
Joni, koji su u slobodnom stanju otopine ili taline, međusobno djeluju. Vjerovatno nabijeni se odbijaju, suprotno nabijeni privlače. Nabijene čestice solvatiraju molekule rastvarača - svaka je čvrsto okružena strogo orijentiranim dipolima u skladu s Kulonovim privlačnim silama; posebno su hidratizirane ako je medij voden. Kationi uvijek imaju veće radijuse od aniona zbog specifičnog rasporeda čestica oko njih s nabojima lokaliziranim na rubovima.
Sastav, klasifikacija i nazivi nabijenih čestica u svjetlu elektrolitičke disocijacije
Jon je atom ili grupa atoma koja nosi pozitivan ili negativan naboj. Karakterizira ih konvencionalna podjela na jednostavne (K (+), Ca (2+), H (+) - koje se sastoje od jednog hemijskog elementa), složene i složene (OH (-), SO 4 (2-), HCO 3 (- ) - od nekoliko). Ako je kation ili anion povezan s molekulom rastvarača, naziva se solvatiranim, a s dipolom molekule H 2 O - hidratiziranim.
Kada dođe do elektrolitičke disocijacije vode, formiraju se dvije nabijene čestice H (+) i OH (-). Proton vodonika prihvata usamljeni elektronski par kiseonika iz drugog molekula vode u praznu orbitalu, što rezultira formiranjem hidronijuma jona H 3 O (+).
Glavne odredbe Arrheniusovog otkrića
Svi predstavnici klasa neorganskih jedinjenja, osim oksida, raspadaju se u rastvorima orijentisanih dipola tečnosti, a hemijski se u većoj ili manjoj meri disociraju na svoje sastavne jone. Ovaj proces ne zahtijeva prisutnost električne struje; jednadžba elektrolitičke disocijacije je njena shematska oznaka.
Jednom u otopini ili topljenju, ioni mogu biti izloženi električnoj struji i kretati se usmjereno prema katodi (negativna elektroda) i anodi (pozitivna). Potonji privlače suprotno nabijene atomske agregate. Tu su čestice dobile imena – kationi i anjoni.
Paralelno i istovremeno s razgradnjom tvari, događa se i obrnuti proces - udruživanje iona u izvorne molekule, stoga ne dolazi do stopostotnog rastvaranja tvari. Ova jednadžba za reakciju elektrolitičke disocijacije sadrži znak jednakosti između svoje desne i lijeve strane. Elektrolitička disocijacija, kao i svaka druga reakcija, podliježe zakonima koji reguliraju kemijsku ravnotežu, a zakon djelovanja mase nije izuzetak. Navodi da je brzina razgradnje na ione proporcionalna koncentraciji elektrolita.
Klasifikacija supstanci tokom disocijacije
Hemijska terminologija dijeli tvari na nerastvorljive, slabo rastvorljive i rastvorljive. Posljednja dva su slabi i jaki elektroliti. Informacije o rastvorljivosti određenih jedinjenja sažete su u tabeli rastvorljivosti. Disocijacija jakih elektrolita je nepovratan proces; oni se potpuno raspadaju na ione. Slabi - samo djelimično, karakteriše ih fenomen asocijacije, a samim tim i ravnoteža procesa koji se odvijaju.
Važno je napomenuti da ne postoji direktna veza između rastvorljivosti i jačine elektrolita. Kod jakih ljudi može biti slabo izražen. Baš kao i slabi elektroliti, mogu biti vrlo topljivi u vodi.
Primjeri spojeva čiji rastvori provode električnu struju
Klasa “jakih elektrolita” uključuje sve dobro disocirajuće kiseline, kao što su azotna, hlorovodonična, bromna, sumporna, perhlorna i druge. U istoj mjeri, alkalije su alkalni hidroksidi i pojedinačni predstavnici grupe "zemnoalkalnih metala". Elektrolitička disocijacija soli je intenzivna, osim nekih cijanata i tiocijanata, kao i živinog (II) hlorida.
Klasu "slabih elektrolita" predstavljaju druge mineralne i gotovo sve organske kiseline: ugljična, sulfidna, borna, azotna, sumporna, silicijumska, octena i druge. Kao i slabo rastvorljive i ugljovodonične baze i amfoterni hidroksidi (hidroksidi magnezijuma, berilijuma, gvožđa, cinka u oksidacionom stanju (2+)). Zauzvrat, molekule vode su vrlo slabi elektroliti, ali se ipak raspadaju na ione.
Kvantitativni opis procesa disocijacije
Stepen elektrolitičke disocijacije zapravo karakterizira skalu procesa cijepanja. Može se izračunati - broj čestica podijeljenih na jone mora se podijeliti s ukupnim brojem molekula otopljene tvari u sistemu. Ova vrijednost je označena slovom “alfa”.
Logično je da je za jake elektrolite “α” jednako jedan ili sto posto, jer je broj raspadnutih čestica jednak njihovom ukupnom broju. Za slabe - uvek manje od jedan. Potpuna dezintegracija originalnih molekula na ione u vodenom okruženju ne dolazi do obrnutih procesa.
Glavni faktori koji utiču na potpunost propadanja
Na stepen elektrolitičke disocijacije utiču brojni neosporni faktori. Prije svega, važna je priroda rastvarača i tvari koja se u njemu raspada. Na primjer, svi jaki elektroliti imaju kovalentnu, visoko polarnu ili ionsku vezu između svojih sastavnih čestica. Tečnosti su predstavljene dipolima, posebno vodom, u molekulima dolazi do razdvajanja naboja, a kao rezultat njihove specifične orijentacije dolazi do elektrolitičke disocijacije otopljene supstance.
Na alfa vrijednost obrnuto utječe koncentracija. Kako se povećava, opada vrijednost stepena disocijacije, i obrnuto. Sam proces je u potpunosti endotermičan, odnosno potrebna je određena količina topline da bi se pokrenuo. Utjecaj temperaturnog faktora opravdava se na sljedeći način: što je veći, to je veći stepen disocijacije.
Minor Factors
Višebazne kiseline, kao što je fosforna kiselina, i baze koje sadrže nekoliko hidroksilnih grupa, na primjer, Fe(OH) 3, razlažu se na ione u fazama. Utvrđena je zavisnost - svaki sljedeći stupanj disocijacije karakterizira stupanj koji je hiljadama ili desetinama hiljada puta manji od prethodnog.
Stepen razgradnje se također može promijeniti dodavanjem drugih elektrolita u sistem, mijenjajući koncentraciju jednog od jona glavne otopljene tvari. To podrazumijeva pomicanje ravnoteže u stranu, što je određeno Le Chatelier-Brownovim pravilom - reakcija se odvija u smjeru u kojem se promatra neutralizacija utjecaja koji se vrši na sistem izvana.
Konstanta klasičnog procesa ravnoteže
Za karakterizaciju procesa razgradnje slabog elektrolita, osim njegovog stepena, koristi se i konstanta elektrolitičke disocijacije (K d), koja se izražava odnosom koncentracija kationa i anjona prema kvantitativnom sadržaju originalnih molekula u sistem. U suštini, to je uobičajena konstanta kemijske ravnoteže za reverzibilnu reakciju cijepanja otopljene tvari na ione.
Na primjer, za proces razgradnje spoja na njegove sastavne čestice, konstanta disocijacije (K d) bit će određena količnikom konstantnih koncentracija kationa i aniona u otopini, podignutih na stepene koji odgovaraju brojevima koji im prethode u hemijskoj jednadžbi, i ukupan broj preostalih nedisociranih jedinica formule rastvorene supstance. Postoji zavisnost - što je veći (Kd), veći je broj kationa i anjona u sistemu.
Odnos između koncentracije slabog raspadajućeg jedinjenja, stepena disocijacije i konstante određuje se korišćenjem Ostwaldovog zakona razblaženja po jednačini: K d = α 2 s.
Voda kao slabo disocijirajuća supstanca
Dipolne molekule se u izuzetno maloj mjeri raspadaju na nabijene čestice, jer je to energetski nepovoljno. Ipak, dolazi do cijepanja na vodikove katjone i hidroksil anione. Uzimajući u obzir procese hidratacije, možemo govoriti o formiranju hidronijuma i OH (-) jona iz dva molekula vode.
Trajna disocijacija je određena omjerom proizvoda protona vodika i hidroksidnih grupa, koji se naziva ionski proizvod vode, prema ravnotežnoj koncentraciji nedisociranih molekula u otopini.
Elektrolitička disocijacija vode određuje prisustvo H (+) u sistemu, koji karakterišu njegovu kiselost, i prisustvo OH (-) - bazičnosti. Ako su koncentracije protona i hidroksilne grupe jednake, takav medij se naziva neutralnim. Postoji takozvani indeks vodonika - ovo je negativan logaritam ukupnog kvantitativnog sadržaja H (+) u otopini. pH manji od 7 označava da je sredina kisela, više ukazuje da je alkalna. Ovo je veoma važna vrijednost; na osnovu eksperimentalne vrijednosti analiziraju se biološke, biohemijske i hemijske reakcije različitih vodnih sistema - jezera, bara, rijeka i mora. Relevantnost vodoničnog indeksa za industrijske procese je također neosporna.
Snimanje reakcija i zapis
Jednačina elektrolitičke disocijacije pomoću hemijskih simbola opisuje procese razgradnje molekula na odgovarajuće čestice i naziva se jonskom. Mnogo je puta jednostavniji od standardnog molekularnog i ima opštiji izgled.
Prilikom sastavljanja takve jednačine mora se uzeti u obzir da se tvari koje se tokom reakcije talože ili uklanjaju iz reakcione smjese kao dio gasne pare uvijek moraju pisati samo u molekularnom obliku, za razliku od jedinjenja elektrolita, jakih predstavnika koji su uključeni u sastav samo u obliku rastvora podeljenih na jone. Elektrolitička disocijacija za njih je ireverzibilan proces, jer je asocijacija nemoguća zbog stvaranja nefisibilnih supstanci ili plinova. Za ovu vrstu jednadžbe vrijede ista pravila kao i za druge kemijske reakcije - zbroji koeficijenata lijeve i desne strane moraju biti jednaki jedni drugima da bi se održala materijalna ravnoteža.
Elektrolitička disocijacija kiselina i baza može se odvijati u nekoliko faza ako su supstance višebazne ili polikiseline. Za svaku podreakciju napisana je vlastita jednačina.
Uloga u hemijskoj nauci i njen razvoj
Stvaranje teorije Svantea Arrheniusa bilo je od najveće važnosti za opšti proces formiranja fizičke i, posebno, elektrohemijske nauke. Na temelju otkrića takvog fenomena kao što je elektrolitička disocijacija, elektrodni procesi, specifičnost prolaska struja kroz različite medije i teorija induciranja katodno-anodnih potencijala dobili su intenzivan razvoj. Osim toga, teorija rješenja je značajno napredovala. Nezapamćena otkrića čekala su hemijsku kinetiku, oblast korozije metala i legura, kao i rad na pronalaženju novih sredstava zaštite od nje.
U savremenom svetu još uvek ima toliko toga novog i nepoznatog. Svakim danom naučnici napreduju u svom znanju o tako velikoj disciplini kao što je hemija. Elektrolitička disocijacija, kao i njeni tvorci i sledbenici, zauvek su zauzeli počasno mesto u kontekstu razvoja svetske nauke.
Prilikom disocijacije kiselina ulogu katjona imaju joni vodonika(H +), pri disocijaciji kiselina ne nastaju drugi kationi:
HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Vodokovi joni daju kiselinama njihova karakteristična svojstva: kiselkast ukus, boju indikatora u crveno itd.
Negativni ioni (anioni) se odvoje od molekula kiseline kiseli ostatak.
Jedna od karakteristika disocijacije kiselina je njihova bazičnost - broj vodikovih jona sadržanih u molekuli kiseline koji se mogu formirati tokom disocijacije:
- jednobazne kiseline: HCl, HF, HNO 3;
- dvobazne kiseline: H 2 SO 4, H 2 CO 3;
- trobazne kiseline: H 3 PO 4.
Proces eliminacije katjona vodika u polibaznim kiselinama odvija se u fazama: prvo se eliminira jedan vodikov ion, zatim drugi (treći).
Postepena disocijacija dvobazne kiseline:
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - HSO 4 - ↔ H + + HSO 4 2-
Postepena disocijacija tribazne kiseline:
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3-
Kod disocijacije polibazičnih kiselina najveći stepen disocijacije se javlja u prvom koraku. Na primjer, tokom disocijacije fosforne kiseline, stepen prve faze disocijacije je 27%; drugi - 0,15%; treći - 0,005%.
Bazna disocijacija
Prilikom disocijacije baza ulogu anjona imaju hidroksidnih jona(OH -), tokom disocijacije baza ne nastaju drugi anjoni:
NaOH ↔ Na + + OH -
Kiselost baze određena je brojem hidroksidnih jona koji nastaju tokom disocijacije jednog molekula baze:
- monokiselinske baze - KOH, NaOH;
- dikiselinske baze - Ca(OH) 2;
- trikiselinske baze - Al(OH) 3.
Polikiselinske baze, po analogiji sa kiselinama, takođe se disocijacije postepeno - u svakoj fazi se odvaja jedan hidroksidni ion:
Neke supstance, u zavisnosti od uslova, mogu delovati i kao kiseline (disociraju eliminacijom vodonik katjona) i kao baze (disociraju eliminacijom hidroksidnih jona). Takve supstance se nazivaju amfoterično(Pogledajte acidobazne reakcije).
Disocijacija Zn(OH) 2 kao baza:
Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH - ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -
Disocijacija Zn(OH) 2 kao kiseline:
Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2H + + 2-
Disocijacija soli
Soli se u vodi disociraju na anjone kiselih ostataka i katjone metala (ili drugih spojeva).
Klasifikacija disocijacije soli:
- Normalne (srednje) soli dobijaju se potpunom istovremenom zamjenom svih atoma vodika u kiselini atomima metala - to su jaki elektroliti, potpuno disociraju u vodi sa stvaranjem metalnih katoina i jednokiselinskog ostatka: NaNO 3, Fe 2 (SO 4) 3, K 3 PO 4.
- Kiselinske soli sadrže u svom sastavu, pored atoma metala i kiselog ostatka, još jedan (nekoliko) atoma vodika - postepeno se disociraju stvaranjem metalnih kationa, anjona kiselog ostatka i vodikovog kationa: NaHCO 3, KH 2 PO 4 , NaH 2 PO 4.
- Bazične soli sadrže u svom sastavu, pored atoma metala i kiselog ostatka, još jednu (nekoliko) hidroksilnih grupa - disociraju stvaranjem metalnih kationa, anjona kiselog ostatka i hidroksidnog jona: (CuOH) 2 CO 3, Mg( OH)Cl.
- Dvostruke soli dobijaju se istovremenom zamenom atoma vodonika u kiselini atomima različitih metala: KAl(SO 4) 2.
- Miješane soli disociraju na metalne katione i anjone nekoliko kiselih ostataka: CaClBr.
(1887) da objasni svojstva vodenih rastvora elektrolita. Kasnije su ga razvili mnogi naučnici na osnovu doktrine o strukturi atoma i hemijskim vezama. Savremeni sadržaj ove teorije može se svesti na sljedeće tri odredbe:
Šema za otapanje kristala kuhinjske soli. Joni natrijuma i hlora u rastvoru.
1. Elektroliti, kada se rastvore u vodi, disociraju (razbijaju se) na jone - pozitivno i negativno naelektrisane. („Jon“ je grčki za „lutanje“. U otopini, joni se nasumično kreću u različitim smjerovima.)
2. Pod uticajem električne struje joni dobijaju usmereno kretanje: pozitivno naelektrisani se kreću ka katodi, negativno naelektrisani kreću se ka anodi. Stoga se prvi nazivaju kationima, a drugi - anionima. Smjerno kretanje iona nastaje kao rezultat privlačenja njihovih suprotno nabijenih elektroda.
3. Disocijacija je reverzibilan proces. To znači da se javlja stanje ravnoteže u kojem se onoliko molekula raspada na ione (disocijacija), toliko ih se ponovo formira iz jona (asocijacija). Stoga se u jednačinama elektrolitičke disocijacije umjesto znaka jednakosti koristi znak reverzibilnosti.
Na primjer:
KA ↔ K + + A − ,
gdje je KA molekul elektrolita, K + je kation, A − je anjon.
Doktrina o hemijskom vezivanju pomaže u odgovoru na pitanje zašto se elektroliti disociraju u jone. Supstance sa jonskim vezama najlakše se disociraju, jer se već sastoje od jona (vidi Hemijsko vezivanje). Kada se rastvore, vodeni dipoli su orijentisani oko pozitivnih i negativnih jona. Međusobne privlačne sile nastaju između jona i dipola vode. Kao rezultat toga, veza između jona slabi, a ioni se kreću iz kristala u otopinu. Slično se disociraju i elektroliti, čiji se molekuli formiraju prema tipu kovalentne polarne veze. Disocijacija polarnih molekula može biti potpuna ili djelomična - sve ovisi o stupnju polariteta veza. U oba slučaja (prilikom disocijacije jedinjenja sa jonskim i polarnim vezama) nastaju hidratisani ioni, odnosno ioni hemijski vezani za molekule vode.
Osnivač ovog pogleda na elektrolitičku disocijaciju bio je počasni akademik I. A. Kablukov. Za razliku od Arrheniusove teorije, koja nije uzimala u obzir interakciju otopljene tvari s rastvaračem, I. A. Kablukov je za objašnjenje elektrolitičke disocijacije primijenio kemijsku teoriju otopina D. I. Mendeljejeva. Pokazao je da prilikom rastvaranja dolazi do hemijske interakcije rastvorene supstance sa vodom, što dovodi do stvaranja hidrata, a zatim oni disociraju na jone. I. A. Kablukov je vjerovao da vodena otopina sadrži samo hidratizirane ione. Trenutno je ova ideja općeprihvaćena. Dakle, hidratacija jona je glavni uzrok disocijacije. U drugim, nevodenim otopinama elektrolita, kemijska veza između čestica (molekula, jona) otopljene tvari i čestica rastvarača naziva se solvatacija.
Hidrirani joni imaju konstantan i promjenjiv broj molekula vode. Hidrat konstantnog sastava formira ione vodika H+ koji drže jednu molekulu vode - to je hidratizirani proton H+ (H 2 O). U naučnoj literaturi se obično predstavlja formulom H 3 O + (ili OH 3 +) i naziva se hidronij ion.
Kako je elektrolitička disocijacija reverzibilan proces, u otopinama elektrolita, uz njihove jone, postoje i molekuli. Prema tome, otopine elektrolita karakterizira stupanj disocijacije (označen grčkim slovom a). Stepen disocijacije je omjer broja molekula dezintegriranih na jone, n, i ukupnog broja otopljenih molekula N:
Stupanj disocijacije elektrolita određuje se eksperimentalno i izražava se u dijelovima jedinice ili u postocima. Ako je α = 0, onda nema disocijacije, a ako je α = 1, ili 100%, tada se elektrolit potpuno raspada na ione. Različiti elektroliti imaju različite stupnjeve disocijacije. S razrjeđivanjem otopine se povećava, a dodatkom istoimenih iona (istih kao i joni elektrolita) smanjuje.
Međutim, da bi se okarakterisala sposobnost elektrolita da se disocira na jone, stepen disocijacije nije baš prikladna vrednost, jer... zavisi od koncentracije elektrolita. Općenitija karakteristika je konstanta disocijacije K. Može se lako izvesti primjenom zakona djelovanja mase na ravnotežu disocijacije elektrolita (1):
K = () / ,
gdje je KA ravnotežna koncentracija elektrolita, a ravnotežne koncentracije njegovih jona (vidi Hemijska ravnoteža). K ne ovisi o koncentraciji. Zavisi od prirode elektrolita, rastvarača i temperature. Za slabe elektrolite, što je veća K (konstanta disocijacije), što je jači elektrolit, to je više jona u otopini.
Jaki elektroliti nemaju konstante disocijacije. Formalno se mogu izračunati, ali neće biti konstantne kako se koncentracija mijenja.