Az elektrolit szilárdsága a disszociációs állandó mellett egy másik, az oldat koncentrációjától függő paraméter értékéből határozható meg. Ez a paraméter az látszólagos disszociáció mértéke amely az ionokra bomlott molekulák hányadát mutatja.
A disszociáció mértéke ( ) az ionokra bomlott molekulák számának aránya (N dis. ) az oldott molekulák teljes számához (N teljes ) :
A disszociáció mértékét az egység töredékében vagy százalékban fejezzük ki. Mivel az oldatban lévő anyag molekuláinak teljes száma arányos az anyag mennyiségével és moláris koncentrációjával, így írhatjuk:
(7.6.5.)
ahol n dis. és c dis. - az elektrolitikus disszociációnak kitett oldott anyag mennyisége, illetve moláris koncentrációja.
Az erős elektrolitok közé hagyományosan azok az anyagok tartoznak, amelyek látszólagos disszociációs foka az oldatban meghaladja a 30%-ot ( > 0,3). Mikor < 3% ( < 0,03) электролиты считают слабыми, в других случаях о них говорят как об электролитах средней силы.
A disszociáció mértékét általában az oldatok elektromos vezetőképességének méréséből határozzák meg, ami egyenesen arányos a szabadon mozgó ionok koncentrációjával. Ebben az esetben nem valódi értékeit kapjuk, hanem látszólagos értékeket. Mindig kisebbek a valódi értékénél, mert az elektródák felé haladva az ionok összeütköznek és részben csökkentik a mobilitásukat, különösen az oldatban lévő nagy koncentrációknál, amikor az ionok között elektrosztatikus vonzás lép fel. Például a HCl elektrolitikus disszociációs fokának valós értéke híg oldatban 1, 1 M oldatban = 0,78 (78%) 18 0 C-on, azonban ez az oldat nem tartalmaz 22% nem disszociált HCl-t molekulák, szinte minden molekula disszociál.
Azokat az elektrolitokat, amelyek híg vizes oldatban szinte teljesen disszociálnak, erős elektrolitoknak nevezzük..
Szinte minden só, sok szervetlen sav (H 2 SO 4, HNO 3, HClO 4, hidrogén-halogenidek, kivéve HF stb.), s-elemek hidroxidjai (kivétel a Be (OH) 2 és Mg (OH) 2) . Ezeknek az elektrolitoknak a látszólagos a értéke 70 és 100% között van. Az erős elektrolitok disszociációja szinte visszafordíthatatlan folyamat. :
HCl H + + Cl - vagy HCl = H + + Cl -
a savak olyan anyagok, amelyek vizes oldatban disszociálva hidrogénkationokat és savmaradék anionokat képeznek, a bázisok olyan anyagok, amelyek vizes oldatban hidroxidionokat képezve OH - és fémkationok .
A gyenge többbázisú savak lépésenként disszociálnak. Mindegyik lépést a disszociációs állandó értéke jellemzi, például:
A fokozatos disszociáció miatt többbázisú savak képesek savas sókat képezni, NaHSO 4, NaHCO 3, K 2 HPO 4 stb.
A gyenge polisav bázisok lépésenként disszociálnak:
Ez megmagyarázza a polisav bázisok azon képessége, hogy bázikus sókat képezzenek: CuOHCl, (ZnOH) 2 SO 4 stb.
A híg vizes oldatban részlegesen disszociálódó elektrolitokat gyenge elektrolitoknak nevezzük. A gyenge elektrolitok disszociációja reverzibilis folyamat
Például:
Az elektrolitikus disszociáció mértékeattól függ:
az elektrolit és az oldószer jellege;
oldatkoncentráció;
hőfok
És az oldat hígulásával növekszik:
A disszociáció mértéke az oldat hőmérsékletének növekedésével nő. Az oldott részecskék kinetikus energiájának növekedése hozzájárul a molekulák ionokká való bomlásához, ami az oldatok melegítése során a disszociáció mértékének növekedéséhez vezet.
Ha gyenge sav vagy gyenge bázis oldatában az azonos nevű ion koncentrációját a megfelelő só bejuttatásával növeljük, akkor a gyenge elektrolit disszociációs fokának éles változása figyelhető meg. Tekintsük például, hogyan változik az ecetsav (CH3COOH) -ja, amikor nátrium-acetátot adunk az oldatba (azonos nevű CH3COO- ionok bevezetése).
Le Chatelier elve szerint a disszociációs folyamat egyensúlya
balra tolódik el a nátrium-acetát disszociációja során keletkező CH 3 COO acetátionok koncentrációjának növekedése következtében:
CH 3 COONa CH 3 COO - + Na +.
Az ilyen egyensúlyi eltolódás a CH 3 COOH képződése felé a disszociáció mértékének csökkenését jelenti, és a hidrogénionok koncentrációjának csökkenéséhez vezet, például:
Így 0,01 mol CH 3 COONa 1 liter 0,01 mol/l-es CH 3 COOH oldatba történő bejuttatása következtében a hidrogénionok koncentrációja 2-kal csökkent.
.
Az elektrolitikus disszociáció elmélete szempontjából Az amfoter hidroxidok (amfolitok) olyan anyagok, amelyek vizes oldatban savként és bázisként egyaránt disszociálnak.. Ezek közé tartozik a Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2, Al (OH) 3, Cr (OH) 3 stb. Például az elektrolitikus disszociáció egyenletei Be ( Ó )2:
1) disszociáció a bázis típusa szerint:
Be(OH) 2 + 3H 2 O OH - +
H 2 O OH - +
2) disszociáció a sav típusa szerint:
Be(OH) 2 + 2H 2 O H + +
H + +
Van egy bizonyos minta az állandó és a disszociáció mértéke között, amelyet 1888-ban W. Ostwald fedezett fel, és meg tudta magyarázni. Ezt a mintát később Ostwald-hígítási törvénynek nevezték el.
Az Ostwald-hígítási törvény helyességének kísérleti megállapítása nagy jelentőséggel bírt az elektrolitikus disszociáció elméletének alátámasztása szempontjából.
K d egyszerű függéssel kapcsolódik össze. Ha az oldatban az elektrolit teljes moláris koncentrációját C KA-nak jelöljük, akkor a bináris elektrolitok esetében a K y+ és A x- ionok koncentrációja ·C KA . Ez nyilvánvaló
= = C KA ,
C KA - C KA = C KA (1-), akkor
(7.6.6.)
Gyenge elektrolitoknál 0 és (1 - ) 1. Ezért
(7.6.7.)
Az így kapott függőség egy matematikai kifejezés Ostwald hígítási törvénye :
a gyenge elektrolit disszociációs foka az oldat hígításával fordított arányban nő a moláris koncentrációjának négyzetgyökével.
A kémiában egy olyan érdekes jelenség, mint az elektrolitikus disszociáció felfedezésének története 1887-ben kezdődött, amikor a svéd kémikus, Svante Arennius a vizes oldatok elektromos vezetőképességének tanulmányozása közben felvetette, hogy az ilyen oldatokban az anyagok töltött részecskékre - ionokra - bomlhatnak. Ezek az ionok mozgásban vannak az elektródák felé, mind a pozitív töltésű katód, mind a negatív töltésű anód felé. Ezt a bomlási folyamatot elektrolitikus disszociációnak nevezik, ő okozza az elektromos áram megjelenését az oldatokban.
Az elektrolitikus disszociáció elmélete
Az elektrolitikus disszociáció klasszikus elmélete, amelyet S. Arennius felfedező W. Oswalddal együtt dolgozott ki, mindenekelőtt azt feltételezte, hogy a molekulák ionokká való szétesése (megfelelő disszociáció) elektromos áram hatására megy végbe. Később kiderült, hogy ez nem teljesen igaz, hiszen kiderült az ionok létezése a vizes oldatokban, függetlenül attól, hogy áthaladt-e rajtuk áram vagy sem. Aztán Svante Arennius új elméletet alkotott, melynek lényege abban rejlik, hogy az elektrolitok oldószer hatására spontán ionokra bomlanak. És már az ionok jelenléte ideális feltételeket teremt az elektromos vezetőképességhez az oldatban.
Az elektrolitikus disszociáció sematikusan így néz ki.
Az elektrolitikus disszociáció nagy jelentősége az oldatokban abban rejlik, hogy lehetővé teszi a savak, bázisok és sók tulajdonságainak leírását, és a továbbiakban erről részletesen kitérünk.
Savak elektrolitikus disszociációja
H 3 RO 4 ⇄ H + H 2 RO- 4 (első fokozat)
H 2 RO 4 ⇄ H + HPO 2 - 4 (második fokozat)
H 2 RO 4 ⇄ H + PO Z - 4 (harmadik fokozat)
Így néznek ki a savak elektrolitikus disszociációjának kémiai egyenletei. A példa a H 3 PO 4 foszforsav elektrolitikus disszociációját mutatja be, amely hidrogén H (kation) és anódionokra bomlik. Ezenkívül sok bázikus sav disszociációja általában csak az első szakaszon megy keresztül.
A bázisok elektrolitikus disszociációja
A bázisok abban különböznek a savaktól, hogy disszociációjuk során hidroxidionok képződnek kationként.
Példa a bázisok kémiai disszociációs egyenletére
KOH ⇄ K + OH-; NH 4 OH ⇄ NH+ 4 + OH-
A vízben oldódó bázisokat lúgoknak nevezzük, nem sok van belőlük, főleg az alkáli- és alkáliföldfémek, mint a LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH és Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Va(OH)2, Ra(OH)2
A sók elektrolitikus disszociációja
A sók elektrolitikus disszociációja során kationként fémek keletkeznek, valamint az ammónium kation NH 4, a savmaradékok pedig anionokká válnak.
(NH 4) 2 SO 4 ⇄ 2NH + 4 + SO 2 - 4; Na 3 PO 4 ⇄ 3Na + PO 3-4
Példa a sók elektrolitikus disszociációjának egyenletére.
Elektrolitikus disszociáció, videó
És végül egy oktatási videó cikkünk témájában.
A kémia alappillére D. I. Mengyelejev periodikus rendszerével, A. M. Butlerov szerves vegyületek szerkezetével és más jelentős felfedezésekkel együtt az elektrolitikus disszociáció elmélete. 1887-ben Svante Arrhenius fejlesztette ki, hogy megmagyarázza az elektrolitok sajátos viselkedését vízben, más poláris folyadékokban és olvadékokban. Kompromisszumot talált két, kategorikusan eltérő megoldáselmélet között, amelyek akkoriban léteztek - fizikai és kémiai. Az első azzal érvelt, hogy az oldott anyag és az oldószer semmilyen módon nem lépnek kölcsönhatásba egymással, egyszerű mechanikai keveréket alkotva. A második az, hogy kémiai kötés van köztük. Kiderült, hogy valójában mindkét tulajdonság a megoldások velejárója.
A tudomány fejlődésének következő szakaszaiban sok tudós folytatta a kutatást és fejlesztést ezen a területen, az atomok szerkezetéről és a közöttük lévő kémiai kötések természetéről rendelkezésre álló információk alapján. Különösen I. A. Kablukov foglalkozott a szolvatációs folyamatok kérdésével, V. A. Kistyakovsky meghatározta a kapillárisban lévő folyadékoszlop forráshőmérsékleti körülmények közötti emelkedésének a molekulatömegtől való függését.
Az elmélet modern értelmezése
E felfedezés megjelenése előtt a hasítási folyamatok számos tulajdonságát és körülményét nem tanulmányozták, és magukat a megoldásokat sem. Az elektrolitikus disszociáció egy anyag vízben vagy más poláris folyadékban alkotó ionokra bomlási folyamata, vegyületrészecskék kölcsönhatása oldószermolekulákkal, kationok és anionok mobilitása a kristályrács csomópontjain az olvadás következtében. Ennek eredményeként a képződött anyagok új tulajdonságot szereznek - az elektromos vezetőképességet.
Az ionok szabad oldatban vagy olvadékban kölcsönhatásba lépnek egymással. A hasonló töltésűek taszítanak, a nem hasonló töltésűek vonzzák. A töltött részecskéket oldószermolekulák szolvatálják – mindegyiket szorosan körülveszik szigorúan orientált dipólusok a Coulomb-vonzási erőknek megfelelően, adott esetben hidratálódnak, ha a közeg vizes. A kationok mindig nagyobb sugarúak, mint az anionok, a körülöttük lévő részecskék sajátos elrendezése miatt, ahol a töltések a széleken lokalizálódnak.
A töltött részecskék összetétele, osztályozása és elnevezése az elektrolitikus disszociáció tükrében
Az ion egy atom vagy atomcsoport, amely pozitív vagy negatív töltést hordoz. Jellemzőjük a feltételes felosztás egyszerű (K (+) , Ca (2+), H (+) - egy kémiai elemből álló), komplexre és komplexre (OH (-) , SO 4 (2-), HCO 3 (- ) - többtől). Ha egy kation vagy anion egy oldószermolekulához kapcsolódik, akkor azt szolvatáltnak nevezzük, a H 2 O molekula dipólusa pedig hidratált.
Amikor a víz elektrolitikus disszociációja megtörténik, két töltött részecske H (+) és OH (-) képződik. A hidrogén proton egy másik vízmolekulából egy meg nem osztott oxigén elektronpárt fogad be egy üres pályára, aminek eredményeként H 3 O (+) hidroniumion képződik.
Arrhenius felfedezésének főbb rendelkezései
A szervetlen vegyületek osztályainak minden képviselője, az oxidok kivételével, a folyadékok orientált dipólusainak oldataiban lebomlik, kémiai nyelven - kisebb-nagyobb mértékben disszociálnak alkotó ionokra. Ez a folyamat nem igényel elektromos áram jelenlétét, az elektrolitikus disszociációs egyenlet a sematikus ábrázolása.
Az oldatba vagy olvadékba kerülve az ionok elektromos áramnak lehetnek kitéve, és a katód (negatív elektróda) és az anód (pozitív) irányába mozoghatnak. Ez utóbbiak vonzzák az ellentétes töltésű atomaggregátumokat. Innen kapták a részecskék a nevüket - kationok és anionok.
Az anyag szétesésével párhuzamosan és egyidejűleg a fordított folyamat megy végbe - az ionok asszociációja az eredeti molekulákba, ezért az anyag száz százalékos feloldódása nem történik meg. Az elektrolitikus disszociáció reakciójának ilyen egyenlete egyenlőségjelet tartalmaz a jobb és a bal része között. Az elektrolitikus disszociáció, mint minden más reakció, betartja a kémiai egyensúlyt szabályozó törvényeket, és ez alól a tömeghatás törvénye sem kivétel. Azt állítja, hogy az ionokra bomlási folyamat sebessége arányos az elektrolit koncentrációjával.
Az anyagok osztályozása a disszociáció során
A kémiai terminológia az anyagokat oldhatatlan, gyengén oldódó és oldható részekre osztja. Az utolsó kettő gyenge és erős elektrolit. Az egyes vegyületek oldhatóságára vonatkozó információkat egy oldhatósági táblázat foglalja össze. Az erős elektrolitok disszociációja visszafordíthatatlan folyamat, teljesen ionokká bomlanak. Gyenge - csak részben, az asszociáció jelensége rejlik bennük, és ezért a folyamatban lévő folyamatok egyensúlya.
Fontos megjegyezni, hogy nincs közvetlen kapcsolat az elektrolit oldhatósága és szilárdsága között. Az erőseknél gyengén fejezhető ki. Csakúgy, mint a gyenge elektrolitok, vízben jól oldódnak.
Példák olyan vegyületekre, amelyek oldatai elektromos áramot vezetnek
Az "erős elektrolitok" osztályába tartozik minden jól disszociálódó sav, mint például a salétromsav, sósav, bróm, kénsav, perklór és mások. Ugyanilyen mértékben a lúgok alkálifém-hidroxidok és az „alkáliföldfémek” csoport egyéni képviselői. A sók elektrolitikus disszociációja intenzív, kivéve bizonyos cianátokat és tiocianátokat, valamint a higany(II)-kloridot.
A "gyenge elektrolitok" osztályát a többi ásványi sav és szinte minden szerves sav képviseli: szénsav, szulfid, bórsav, nitrogéntartalmú, kénes, kovasav, ecetsav és mások. Valamint gyengén oldódó és szénhidrogén bázisok és amfoter hidroxidok (magnézium-, berillium-, vas-, cink-hidroxidok oxidációs állapotban (2+)). A vízmolekulák viszont nagyon gyenge elektrolitok, de mégis ionokká bomlanak.
A disszociációs folyamatok kvantitatív leírása
Az elektrolitikus disszociáció mértéke tulajdonképpen a hasadási folyamat mértékét jellemzi. Kiszámolható - az ionokra hasadt részecskék számát el kell osztani a rendszerben lévő oldott anyag molekuláinak teljes számával. Ezt az értéket "alpha" betű jelöli.
Logikus, hogy az erős elektrolitoknál az "α" egyenlő egy vagy száz százalékkal, mivel a bomlott részecskék száma megegyezik a teljes számukkal. A gyengéknek - mindig kevesebb, mint egy. A kiindulási molekulák teljes ionokra bomlása vizes közegben nem megy végbe, és a fordított folyamat megy végbe.
A bomlás teljességét befolyásoló fő tényezők
Az elektrolitikus disszociáció mértékét számos tagadhatatlan tényező befolyásolja. Mindenekelőtt fontos az oldószer és a benne lebomló anyag jellege. Például minden erős elektrolitnak van kovalens, erősen poláris vagy ionos típusú kötése az alkotó részecskék között. A folyadékokat dipólusok képviselik, különösen a víz, a molekulákban a töltések szétválnak, és specifikus orientációjuk következtében az oldott anyag elektrolitikus disszociációja következik be.
Az alfa értéket fordítottan befolyásolja a koncentráció. Ennek növekedésével a disszociációs fok értéke csökken, és fordítva. Maga a folyamat teljesen endoterm, vagyis bizonyos mennyiségű hő szükséges a beindításához. A hőmérsékleti tényező befolyása a következőképpen igazolható: minél magasabb, annál nagyobb a disszociáció mértéke.
Másodlagos tényezők
A többbázisú savak, például a foszforsav, és a több hidroxilcsoportot tartalmazó bázisok, mint például a Fe(OH) 3, fokozatosan ionokra bomlanak. A függőséget meghatározzák - a disszociáció minden következő szakaszát az előzőnél több ezer vagy tízezerszer kisebb mérték jellemzi.
A bomlás mértéke úgy is változtatható, hogy más elektrolitokat adunk a rendszerhez, amelyek megváltoztatják a fő oldott anyag valamelyik ionjának koncentrációját. Ez az egyensúly oldalra tolódását vonja maga után, amit a Le Chatelier-Brown szabály határoz meg – a reakció abban az irányban megy végbe, amelyben a rendszerre kívülről kifejtett hatás semlegesítése megfigyelhető.
Klasszikus egyensúlyi folyamat állandó
A gyenge elektrolit bomlási folyamatának jellemzésére a mértéke mellett az elektrolitikus disszociációs állandót (K d) használjuk, amelyet a kationok és anionok koncentrációjának a kiindulási molekulák mennyiségi tartalmához viszonyított arányában fejezünk ki. rendszer. Valójában ez a szokásos kémiai egyensúlyi állandó az oldott anyag ionokká válásának reverzibilis reakciójához.
Például egy vegyület alkotórészecskékre történő bomlásának folyamatához a disszociációs állandót (K d) az oldat összetételében lévő kationok és anionok állandó koncentrációjának hányadosa határozza meg, amelyet a következő hatványra emelünk. az előttük lévő számok a kémiai egyenletben, és az oldott anyag maradék nem disszociált képletegységeinek teljes száma. Van egy függőség - minél magasabb (K d), annál nagyobb a kationok és anionok száma a rendszerben.
A gyengén bomló vegyület koncentrációja, a disszociáció mértéke és az állandó közötti összefüggést az Ostwald-hígítási törvény segítségével határozzuk meg a következő egyenlettel: K d \u003d α 2 s.
A víz, mint gyengén disszociáló anyag
A dipólmolekulák rendkívül kis mértékben bomlanak töltött részecskékre, mivel ez energetikailag kedvezőtlen. Ennek ellenére hidrogénkationokra és hidroxil-anionokra szakadnak. A hidratációs folyamatokat figyelembe véve két vízmolekulából hidroniumion és OH (-) képződéséről beszélhetünk.
Az állandó disszociációt a hidrogén-protonok és hidroxidcsoportok szorzatának, az úgynevezett víz ionos termékének az oldatban lévő, el nem bomlott molekulák egyensúlyi koncentrációjához viszonyított aránya határozza meg.
A víz elektrolitikus disszociációja határozza meg a H (+) jelenlétét a rendszerben, amely jellemzi annak savasságát, és az OH (-) jelenlétét - bázikusságot. Ha a proton és a hidroxilcsoport koncentrációja egyenlő, akkor az ilyen környezetet semlegesnek nevezzük. Van egy úgynevezett pH-index - ez az oldatban lévő H (+) teljes mennyiségi tartalmának negatív logaritmusa. A 7-nél kisebb pH azt jelzi, hogy a környezet savas, több - a lúgosságáról. Ez nagyon fontos érték, kísérleti értéke alapján különféle vízrendszerek - tavak, tavak, folyók, tengerek - biológiai, biokémiai és kémiai reakcióit elemzik. A hidrogénindikátor relevanciája az ipari folyamatok szempontjából is tagadhatatlan.
Reakciók és jelölések rögzítése
Az elektrolitikus disszociáció kémiai jeleket használó egyenlete leírja a molekulák megfelelő részecskékre való szétesésének folyamatait, és ionosnak nevezik. Sokszor egyszerűbb, mint a standard molekuláris, és általánosabb formája van.
Egy ilyen egyenlet összeállításakor figyelembe kell venni, hogy azokat az anyagokat, amelyek a reakció során gázgőz részeként kicsapódnak vagy kikerülnek a reakcióelegyből, mindig csak molekuláris formában kell írni, ellentétben az elektrolit vegyületekkel, amelyek erős képviselői csak ionokra bontott formában szerepelnek a kompozíciós oldatokban. Az elektrolitikus disszociáció számukra visszafordíthatatlan folyamat, mivel a nem hasadó anyagok vagy gázok képződése miatt az asszociáció lehetetlen. Az ilyen típusú egyenletekre ugyanazok a szabályok vonatkoznak, mint más kémiai reakciókra - a bal és jobb oldali rész együtthatóinak összegének szükségszerűen egyenlőnek kell lennie egymással az anyagegyensúly fenntartása érdekében.
A savak és bázisok elektrolitikus disszociációja több lépésben mehet végbe, ha az anyagok többbázisúak vagy polisavak. Minden részreakciónak megvan a maga egyenlete.
Szerepe a kémiai tudományban és annak fejlődésében
Svante Arrhenius elméletének megalkotása volt a legnagyobb jelentőségű a fizikai és különösen az elektrokémiai tudomány általános kialakulásának folyamatában. Az olyan jelenségek felfedezése alapján, mint az elektrolitikus disszociáció, az elektródák, az áramok különböző közegeken való áthaladásának sajátosságai, valamint a katód-anód potenciálok indukciós elmélete intenzív fejlődésnek indult. Emellett a megoldáselmélet is jelentősen fejlődött. Példátlan felfedezések vártak a kémiai kinetikára, a fémek és ötvözetek korróziójának területére, valamint az ellene való új védekezési módok felkutatására.
Nagyon sok új és ismeretlen dolog van a modern világban. A tudósok napról napra egyre tovább haladnak egy olyan nagyszerű tudományág ismeretében, mint a kémia. Az elektrolitikus disszociáció, valamint annak létrehozói és követői örökre előkelő helyet foglaltak el a világtudomány fejlődésének összefüggésében.
A savak disszociációjában a kationok szerepe az hidrogénionok(H +), a savak disszociációja során más kationok nem képződnek:
HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
A hidrogénionok adják a savaknak jellegzetes tulajdonságaikat: savanyú íz, az indikátor vörös színe stb.
A savmolekuláról levált negatív ionok (anionok). savmaradék.
A savak disszociációjának egyik jellemzője a bázikusságuk - a disszociáció során képződő savmolekulában lévő hidrogénionok száma:
- egybázisú savak: HCl, HF, HNO 3 ;
- kétbázisú savak: H 2 SO 4, H 2 CO 3;
- hárombázisú savak: H 3 PO 4 .
A többbázisú savakban a hidrogénkationok leválasztása lépésekben történik: először az egyik hidrogénion leszakad, majd a másik (harmadik).
A kétbázisú sav fokozatos disszociációja:
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - HSO 4 - ↔ H + + HSO 4 2-
Egy hárombázisú sav fokozatos disszociációja:
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3-
A többbázisú savak disszociációjában a disszociáció legmagasabb foka az első szakaszra esik. Például a foszforsav disszociációja során az első szakasz disszociációs foka 27%; a második - 0,15%; harmadik - 0,005%.
Bázis disszociáció
A bázisok disszociációjában az anionok szerepe van hidroxid ionok(OH -), a bázisok disszociációja során más anionok nem képződnek:
NaOH ↔ Na + + OH -
A bázis savasságát egy bázismolekula disszociációja során keletkező hidroxidionok száma határozza meg:
- egyedi savas bázisok - KOH, NaOH;
- disav bázisok - Ca (OH) 2;
- trisav bázisok - Al (OH) 3.
A polisavbázisok a savakkal analóg módon szintén lépésenként disszociálnak - minden szakaszban egy hidroxidion leszakad:
Egyes anyagok a körülményektől függően savként is működhetnek (a hidrogénkationok eliminálásával disszociálnak) és bázisként (diszociálnak a hidroxidionok eliminálásával). Az ilyen anyagokat ún amfoter(lásd Sav-bázis reakciók).
A Zn(OH)2 disszociációja bázisként:
Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH - ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -
A Zn(OH)2 disszociációja savként:
Zn(OH)2 + 2H2O ↔ 2H + + 2-
Só disszociáció
A sók vízben savmaradékok anionjaira és fémek (vagy más vegyületek) kationjaira disszociálnak.
A só disszociáció osztályozása:
- Normál (közepes) sókúgy nyerik, hogy a savban lévő összes hidrogénatomot fématomokkal egyidejűleg teljesen helyettesítik - ezek erős elektrolitok, teljesen disszociálnak vízben fémkatoinok és egyetlen savmaradék képződésével: NaNO 3, Fe 2 (SO 4) 3, K 3 PO 4.
- Savas sókösszetételükben a fématomokon és egy savmaradékon kívül még egy (több) hidrogénatomot tartalmaznak - ezek fokozatosan disszociálnak fémkationok, savmaradék anionjai és hidrogénkation képződésével: NaHCO 3, KH 2 PO 4 , NaH 2 PO 4.
- Bázikus sókösszetételükben fématomokon és savmaradékon kívül még egy (több) hidroxilcsoportot tartalmaznak - fémkationok, savmaradék anionok és hidroxidionok képződésével disszociálnak: (CuOH) 2 CO 3, Mg (OH) Cl.
- kettős sók A savban lévő hidrogénatomokat különböző fémek atomjaival egyidejűleg helyettesítik: KAl(SO 4) 2.
- vegyes sók több savmaradék fémkationjaira és anionjaira disszociál: CaClBr.
(1887) elektrolitok vizes oldatainak tulajdonságainak magyarázatára. A jövőben sok tudós fejlesztette ki az atom szerkezetéről és a kémiai kötésről szóló doktrína alapján. Ennek az elméletnek a jelenlegi tartalma a következő három tételre redukálható:
A sókristály feloldódásának sémája. Nátrium- és kloridionok oldatban.
1. Vízben oldva az elektrolitok - pozitív és negatív töltésű - ionokká disszociálnak (lebomlanak). (Az „ion” görögül „vándorlást” jelent. Az oldatban az ionok véletlenszerűen mozognak különböző irányokba.)
2. Elektromos áram hatására az ionok irányított mozgást kapnak: a pozitív töltésűek a katód felé, a negatív töltésűek az anód felé mozognak. Ezért az elsőt kationoknak, a másodikat anionoknak nevezik. Az ionok irányított mozgása ellentétes töltésű elektródáik vonzása következtében jön létre.
3. A disszociáció visszafordítható folyamat. Ez azt jelenti, hogy beáll egy olyan egyensúlyi állapot, amelyben hány molekula bomlik ionokká (disszociáció), annyi molekula alakul újra ionokból (asszociáció). Ezért az elektrolitikus disszociáció egyenleteiben az egyenlőségjel helyett a reverzibilitás jele kerül.
Például:
KA ↔ K + + A - ,
ahol KA egy elektrolit molekula, K + egy kation, A − egy anion.
A kémiai kötés tana segít megválaszolni azt a kérdést, hogy miért disszociálnak az elektrolitok ionokká. Az ionos kötéssel rendelkező anyagok disszociálnak a legkönnyebben, mivel ezek már ionokból állnak (lásd: Kémiai kötés). Feloldódásukkor a víz dipólusai a pozitív és negatív ionok körül orientálódnak. A víz ionjai és dipólusai között kölcsönös vonzási erők lépnek fel. Ennek eredményeként az ionok közötti kötés gyengül, és megtörténik az ionok átmenete a kristályból az oldatba. Hasonlóképpen disszociálnak az elektrolitok, amelyek molekulái a kovalens poláris kötés típusának megfelelően alakulnak ki. A poláris molekulák disszociációja lehet teljes vagy részleges - mindez a kötések polaritásának mértékétől függ. Mindkét esetben (ionos és poláris kötéssel rendelkező vegyületek disszociációja során) hidratált ionok keletkeznek, azaz kémiailag vízmolekulákhoz kötődő ionok.
Az elektrolitikus disszociációval kapcsolatos nézet alapítója I. A. Kablukov tiszteletbeli akadémikus volt. Ellentétben az Arrhenius-elmélettel, amely nem vette figyelembe az oldott anyag és az oldószer kölcsönhatását, I. A. Kablukov D. I. Mengyelejev oldatok kémiai elméletét alkalmazta az elektrolitikus disszociáció magyarázatára. Kimutatta, hogy az oldódás során az oldott anyag kémiai kölcsönhatása a vízzel, ami hidrátok képződéséhez vezet, majd ezek ionokká disszociálnak. I. A. Kablukov úgy vélte, hogy a vizes oldat csak hidratált ionokat tartalmaz. Ez a nézet ma már általánosan elfogadott. Tehát az ionhidratáció a disszociáció fő oka. Más, nem vizes elektrolit oldatokban az oldott anyag részecskéi (molekulái, ionjai) és az oldószerrészecskék közötti kémiai kötést szolvatációnak nevezik.
A hidratált ionok állandó és változó számú vízmolekulával rendelkeznek. Az állandó összetételű hidrát egy vízmolekulát tartva H + hidrogénionokat képez - ez egy hidratált proton H + (H 2 O). A tudományos irodalomban általában a H 3 O + (vagy OH 3 +) képlettel jelölik, és hidroniumionnak nevezik.
Mivel az elektrolit disszociáció reverzibilis folyamat, az elektrolit oldatok molekulákat tartalmaznak az ionjaikkal együtt. Ezért az elektrolitoldatokat a disszociáció mértéke jellemzi (a görög a betűvel jelölve). A disszociáció mértéke az ionokká bomlott molekulák számának (n) és az oldott molekulák teljes számának (N) aránya:
Az elektrolit disszociációjának mértékét empirikusan határozzuk meg, és egy egység töredékében vagy százalékban fejezzük ki. Ha α = 0, akkor nincs disszociáció, ha pedig α = 1, vagy 100%, akkor az elektrolit teljesen ionokra bomlik. A különböző elektrolitok disszociációs foka eltérő. Az oldat hígításával növekszik, az azonos nevű ionok hozzáadásával (az elektrolit ionokkal megegyező) pedig csökken.
Az elektrolit ionokká történő disszociációs képességének jellemzésére azonban a disszociáció mértéke nem túl kényelmes érték, mivel az. az elektrolit koncentrációjától függ. Általánosabb jellemző a K disszociációs állandó. Könnyen levezethető a tömeghatás törvényének az elektrolit disszociációs egyensúlyra való alkalmazásával (1):
K = () / ,
ahol KA az elektrolit egyensúlyi koncentrációja, és az ionjainak egyensúlyi koncentrációja (lásd: Kémiai egyensúly). K nem függ a koncentrációtól. Ez az elektrolit természetétől, az oldószertől és a hőmérséklettől függ. Gyenge elektrolitoknál minél nagyobb K (disszociációs állandó), minél erősebb az elektrolit, annál több ion van az oldatban.
Az erős elektrolitoknak nincs disszociációs állandója. Formálisan kiszámolhatók, de nem lesznek állandóak a koncentráció változásával.