Oltre alla costante di dissociazione, la forza dell'elettrolita può essere determinata dal valore di un altro parametro che dipende dalla concentrazione della soluzione. Questo parametro è grado apparente di dissociazione che mostra la frazione di molecole che si sono scomposte in ioni.
Grado di dissociazione ( ) è il rapporto tra il numero di molecole che si disintegrano in ioni (N dis. ) al numero totale di molecole di soluto (N totale ) :
Il grado di dissociazione è espresso in frazioni di unità o in percentuale. Poiché il numero totale di molecole di una sostanza in una soluzione è proporzionale alla quantità della sua sostanza e alla sua concentrazione molare, possiamo scrivere:
(7.6.5.)
dove n dis. e c dis. - rispettivamente, la quantità e la concentrazione molare della sostanza disciolta che ha subito dissociazione elettrolitica.
Gli elettroliti forti comprendono convenzionalmente sostanze il cui grado apparente di dissociazione in soluzione supera il 30% ( > 0,3). Quando < 3% ( < 0,03) электролиты считают слабыми, в других случаях о них говорят как об электролитах средней силы.
Il grado di dissociazione viene solitamente determinato misurando la conduttività elettrica delle soluzioni, che è direttamente proporzionale alla concentrazione di ioni che si muovono liberamente. In questo caso non si ottengono i valori reali di , ma i valori apparenti. Sono sempre inferiori ai veri valori di , perché gli ioni, quando si muovono verso gli elettrodi, si scontrano e riducono parzialmente la loro mobilità, soprattutto ad alte concentrazioni nella soluzione, quando si verifica l'attrazione elettrostatica tra gli ioni. Ad esempio, il vero valore del grado di dissociazione elettrolitica dell'HCl in una soluzione diluita è 1, in una soluzione 1 M = 0,78 (78%) a 18 0 C, tuttavia, questa soluzione non contiene il 22% di HCl non dissociato molecole, quasi tutte le molecole sono dissociate.
Gli elettroliti che si dissociano quasi completamente in una soluzione acquosa diluita sono detti elettroliti forti..
Gli elettroliti forti nelle soluzioni acquose includono quasi tutti i sali, molti acidi inorganici (H 2 SO 4, HNO 3, HClO 4, alogenuri di idrogeno, eccetto HF, ecc.), idrossidi di elementi s (ad eccezione di Be(OH) 2 e Mg(OH)2). I valori apparenti di questi elettroliti vanno dal 70 al 100%. La dissociazione degli elettroliti forti è un processo praticamente irreversibile :
HCl H + + Cl - oppure HCl = H + + Cl -
gli acidi sono sostanze che si dissociano in una soluzione acquosa per formare cationi idrogeno e anioni del residuo acido; le basi sono sostanze che si dissociano in una soluzione acquosa per formare ioni idrossido OH - e cationi metallici .
Gli acidi polibasici deboli si dissociano gradualmente. Ogni passo è caratterizzato dal suo valore costante di dissociazione, ad esempio:
A causa della dissociazione graduale gli acidi polibasici sono in grado di formare sali acidi, NaHSO 4, NaHCO 3, K 2 HPO 4, ecc.
Le basi poliacide deboli si dissociano gradualmente:
Questo spiega capacità delle basi poliacide di formare sali basici: CuOHCl, (ZnOH) 2 SO 4, ecc.
Gli elettroliti che si dissociano parzialmente in una soluzione acquosa diluita sono detti deboli. La dissociazione degli elettroliti deboli è un processo reversibile
Per esempio:
Grado di dissociazione elettroliticadipende da:
natura dell'elettrolita e del solvente;
concentrazione della soluzione;
temperatura
E aumenta con l'aumentare della diluizione della soluzione:
Il grado di dissociazione aumenta con l'aumentare della temperatura della soluzione. Un aumento dell'energia cinetica delle particelle disciolte contribuisce alla disintegrazione delle molecole in ioni, che porta ad un aumento del grado di dissociazione quando le soluzioni vengono riscaldate.
Se in una soluzione di un acido debole o di una base debole la concentrazione dello ione con lo stesso nome viene aumentata introducendo il sale corrispondente, si osserva un brusco cambiamento nel grado di dissociazione dell'elettrolita debole. Consideriamo ad esempio come cambia l' dell'acido acetico (CH3COOH) quando si introduce in una soluzione l'acetato di sodio (introduzione degli stessi ioni CH3COO-).
Secondo il principio di Le Chatelier, l'equilibrio del processo di dissociazione
si sposterà a sinistra a seguito di un aumento della concentrazione di ioni acetato CH 3 COO - formati durante la dissociazione dell'acetato di sodio:
CH 3 COONa CH 3 COO - + Na + .
Questo spostamento dell'equilibrio verso la formazione di CH 3 COOH significa una diminuzione del grado di dissociazione e porta ad una diminuzione della concentrazione di ioni idrogeno, ad esempio:
Pertanto, come risultato dell'introduzione di 0,01 mol di CH 3 COONa in 1 litro di soluzione 0,01 M di CH 3 COOH, la concentrazione di ioni idrogeno è diminuita di
.
Dal punto di vista della teoria della dissociazione elettrolitica gli idrossidi anfoteri (anfoliti) sono sostanze che in soluzione acquosa si dissociano sia come acidi che come basi. Questi includono Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Cr(OH) 3 , ecc. Ad esempio, le equazioni per la dissociazione elettrolitica di Be(OH) ) 2:
1) dissociazione per tipo di base:
Be(OH) 2 + 3H 2 O OH - +
H2OOH-+
2) dissociazione per tipo di acido:
Be(OH) 2 + 2H 2 O H + +
H++
Esiste un certo schema tra la costante e il grado di dissociazione, che W. Ostwald scoprì nel 1888 e riuscì a spiegarlo. Questo modello fu in seguito chiamato legge della diluizione di Ostwald.
La verifica sperimentale della correttezza della legge di diluizione di Ostwald è stata di grande importanza per convalidare la teoria della dissociazione elettrolitica.
K d è associato ad una dipendenza semplice. Se la concentrazione molare totale dell'elettrolita nella soluzione è indicata con C KA, allora per gli elettroliti binari le concentrazioni degli ioni K y+ e A x- saranno uguali a ·C KA. E' ovvio
= = ·C KA ,
C KA - ·C KA = C KA· (1-), quindi
(7.6.6.)
Per elettroliti deboli 0 e (1 - ) 1. Pertanto,
(7.6.7.)
La dipendenza risultante è un'espressione matematica Legge di diluizione di Ostwald :
il grado di dissociazione di un elettrolita debole aumenta quando la soluzione viene diluita in proporzione inversa alla radice quadrata della sua concentrazione molare.
La storia della scoperta di un fenomeno così interessante in chimica come la dissociazione elettrolitica iniziò nel 1887, quando il chimico svedese Svante Arennius, studiando la conduttività elettrica delle soluzioni acquose, suggerì che in tali soluzioni le sostanze potevano disintegrarsi in particelle cariche - ioni. Questi ioni sono in movimento, spostandosi verso gli elettrodi, sia il catodo caricato positivamente che l'anodo caricato negativamente. Questo processo di decomposizione è chiamato dissociazione elettrolitica ed è la ragione della comparsa della corrente elettrica nelle soluzioni.
Teoria della dissociazione elettrolitica
La teoria classica della dissociazione elettrolitica, sviluppata dallo scopritore S. Ahrennius insieme a W. Oswald, presupponeva innanzitutto che la disintegrazione delle molecole in ioni (la dissociazione stessa) avvenga sotto l'influenza di una corrente elettrica. Successivamente, si è scoperto che ciò non era del tutto vero, poiché è stata rivelata l'esistenza di ioni in soluzioni acquose, indipendentemente dal fatto che la corrente li attraversi o meno. Quindi Svante Ahrennius formò una nuova teoria, la sua essenza è che gli elettroliti si disintegrano spontaneamente in ioni sotto l'influenza di un solvente. E la presenza di ioni crea condizioni ideali per la conduttività elettrica nella soluzione.
Questo è più o meno come appare schematicamente la dissociazione elettrolitica.
La grande importanza della dissociazione elettrolitica nelle soluzioni sta nel fatto che ci consente di descrivere le proprietà di acidi, basi e sali, e poi ci soffermeremo su questo in dettaglio
Dissociazione elettrolitica degli acidi
N 3 PO 4 ⇄ N + N 2 PO- 4 (primo stadio)
N 2 PO 4 ⇄ N + NPO 2 - 4 (secondo stadio)
N 2 PO 4 ⇄ N+ PO Z - 4 (terzo stadio)
Ecco come appaiono le equazioni chimiche per la dissociazione elettrolitica degli acidi. L'esempio mostra la dissociazione elettrolitica dell'acido fosforico H 3 PO 4, che si decompone in idrogeno H (catione) e ioni anodici. Inoltre, la dissociazione di molti acidi basici avviene, di regola, solo nella prima fase.
Dissociazione elettrolitica delle basi
Le basi differiscono dagli acidi in quanto quando si dissociano gli ioni idrossido si formano come cationi.
Esempio di un'equazione di dissociazione chimica di base
KOH ⇄ K + OH-; NH4OH ⇄ NH+4 + OH-
Le basi che si dissolvono in acqua sono chiamate alcali, non ce ne sono molte, principalmente basi alcaline e alcalino-terrose, come LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH e Ca(OH) 2, Sr(OH) 2 , Ba(OH)2, Ra(OH)2
Dissociazione elettrolitica dei sali
Durante la dissociazione elettrolitica dei sali, i metalli si formano come cationi, così come il catione ammonio NH 4, e i residui acidi diventano anioni.
(NH4) 2SO4 ⇄ 2NH+4 + SO2 - 4; Na 3 PO 4 ⇄ 3 Na + PO 3- 4
Un esempio di equazione per la dissociazione elettrolitica dei sali.
Dissociazione elettrolitica, video
E infine, un video educativo sull'argomento del nostro articolo.
Il supporto fondamentale della chimica, insieme al sistema periodico di D. I. Mendeleev, alla struttura dei composti organici di A. M. Butlerov e ad altre scoperte significative, è la teoria della dissociazione elettrolitica. Fu sviluppato da Svante Arrhenius nel 1887 per spiegare il comportamento specifico degli elettroliti nell'acqua e in altri liquidi polari e fusi. Ha trovato un compromesso tra due teorie categoricamente diverse sulle soluzioni esistenti a quel tempo: fisica e chimica. Il primo sosteneva che il soluto e il solvente non interagiscono in alcun modo tra loro, formando una semplice miscela meccanica. Il secondo è che tra loro esiste un legame chimico. Si è scoperto che in effetti le soluzioni hanno entrambe le proprietà.
Nelle fasi successive dello sviluppo della scienza, molti scienziati hanno continuato la ricerca e lo sviluppo in quest'area, basandosi sulle informazioni disponibili sulla struttura degli atomi e sulla natura dei legami chimici tra loro. In particolare, I. A. Kablukov ha studiato la questione dei processi di solvatazione, V. A. Kistyakovsky ha determinato la dipendenza della risalita di una colonna liquida in un capillare in condizioni di temperatura di ebollizione dal peso molecolare.
Interpretazione moderna della teoria
Prima di questa scoperta, molte proprietà e circostanze dei processi di scissione non erano state studiate, così come le soluzioni stesse. La dissociazione elettrolitica è il processo di decomposizione di una sostanza nei suoi ioni costituenti in acqua o altri liquidi polari, l'interazione delle particelle del composto con molecole di solvente e la comparsa di mobilità di cationi e anioni nei nodi del reticolo cristallino a causa della fusione . Di conseguenza, le sostanze formate acquisiscono una nuova proprietà: conduttività elettrica.
Gli ioni, essendo in uno stato libero di soluzione o di fusione, interagiscono tra loro. Quelli con carica probabile si respingono, quelli con carica opposta si attraggono. Le particelle cariche vengono solvatate da molecole di solvente: ciascuna è strettamente circondata da dipoli strettamente orientati secondo le forze di attrazione di Coulomb; in particolare, sono idratate se il mezzo è acquoso. I cationi hanno sempre raggi maggiori degli anioni a causa della disposizione specifica delle particelle attorno a loro con cariche localizzate ai bordi.
Composizione, classificazione e nomi delle particelle cariche alla luce della dissociazione elettrolitica
Uno ione è un atomo o un gruppo di atomi che trasporta una carica positiva o negativa. Sono caratterizzati da una divisione convenzionale in semplici (K (+), Ca (2+), H (+) - costituiti da un elemento chimico), complessi e complessi (OH (-), SO 4 (2-), HCO 3 (- ) - da diversi). Se un catione o un anione è associato a una molecola di solvente, viene chiamato solvatato e con un dipolo della molecola H 2 O - idratato.
Quando avviene la dissociazione elettrolitica dell'acqua, si formano due particelle cariche H (+) e OH (-). Un protone di idrogeno accetta una coppia elettronica solitaria di ossigeno da un'altra molecola d'acqua in un orbitale vuoto, dando luogo alla formazione di uno ione idronio H 3 O (+).
Le principali disposizioni della scoperta di Arrhenius
Tutti i rappresentanti delle classi di composti inorganici, ad eccezione degli ossidi, si disintegrano in soluzioni di dipoli orientati di liquidi; in termini chimici, si dissociano nei loro ioni costituenti in misura maggiore o minore. Questo processo non richiede la presenza di corrente elettrica; l'equazione della dissociazione elettrolitica è la sua notazione schematica.
Una volta in una soluzione o in una fusione, gli ioni possono essere esposti a una corrente elettrica e muoversi direzionalmente verso il catodo (elettrodo negativo) e l'anodo (positivo). Questi ultimi attraggono aggregati atomici con carica opposta. È da qui che le particelle hanno preso il nome: cationi e anioni.
Parallelamente e contemporaneamente alla decomposizione della sostanza, avviene il processo inverso: l'associazione degli ioni nelle molecole originali, quindi non si verifica la dissoluzione al cento per cento della sostanza. Questa equazione per la reazione di dissociazione elettrolitica contiene un segno uguale tra i suoi lati destro e sinistro. La dissociazione elettrolitica, come qualsiasi altra reazione, è soggetta alle leggi che governano l'equilibrio chimico e la legge dell'azione di massa non fa eccezione. Afferma che la velocità di decomposizione in ioni è proporzionale alla concentrazione dell'elettrolita.
Classificazione delle sostanze durante la dissociazione
La terminologia chimica divide le sostanze in insolubili, poco solubili e solubili. Gli ultimi due sono elettroliti deboli e forti. Le informazioni sulla solubilità di alcuni composti sono riassunte nella tabella di solubilità. La dissociazione degli elettroliti forti è un processo irreversibile; si disintegrano completamente in ioni. Debole - solo parzialmente sono caratterizzati dal fenomeno dell'associazione e quindi dall'equilibrio dei processi in atto.
È importante notare che non esiste una relazione diretta tra solubilità e forza dell'elettrolito. Nelle persone forti può essere espresso debolmente. Proprio come gli elettroliti deboli, possono essere altamente solubili in acqua.
Esempi di composti le cui soluzioni conducono corrente elettrica
La classe degli "elettroliti forti" comprende tutti gli acidi ben dissocianti, come nitrico, cloridrico, bromico, solforico, perclorico e altri. Nella stessa misura, gli alcali sono idrossidi alcalini e singoli rappresentanti del gruppo dei "metalli alcalino terrosi". La dissociazione elettrolitica dei sali è intensa, ad eccezione di alcuni cianati e tiocianati, nonché del cloruro di mercurio (II).
La classe degli "elettroliti deboli" è rappresentata da altri minerali e quasi tutti gli acidi organici: carbonico, solfuro, borico, nitroso, solforoso, silicio, acetico e altri. Oltre a basi scarsamente solubili e idrocarburiche e idrossidi anfoteri (idrossidi di magnesio, berillio, ferro, zinco nello stato di ossidazione (2+)). A loro volta, le molecole d'acqua sono elettroliti molto deboli, ma si scompongono comunque in ioni.
Descrizione quantitativa dei processi dissociativi
Il grado di dissociazione elettrolitica caratterizza effettivamente la scala del processo di scissione. Può essere calcolato: il numero di particelle divise in ioni deve essere diviso per il numero totale di molecole della sostanza disciolta nel sistema. Questo valore è indicato con la lettera "alfa".
È logico che per gli elettroliti forti “α” sia uguale a uno, o al cento per cento, poiché il numero di particelle decadute è uguale al loro numero totale. Per i deboli - sempre meno di uno. La completa disintegrazione delle molecole originali in ioni in un ambiente acquoso non si verifica e si verifica il processo inverso.
I principali fattori che influenzano la completezza del decadimento
Il grado di dissociazione elettrolitica è influenzato da una serie di fattori innegabili. Innanzitutto è importante la natura del solvente e della sostanza che in esso si disintegra. Ad esempio, tutti gli elettroliti forti hanno un legame di tipo covalente, altamente polare o ionico tra le loro particelle costituenti. I liquidi sono rappresentati da dipoli, in particolare acqua, nelle molecole c'è una separazione delle cariche e, a causa del loro orientamento specifico, si verifica la dissociazione elettrolitica della sostanza disciolta.
Il valore alfa è inversamente influenzato dalla concentrazione. All'aumentare del valore diminuisce il grado di dissociazione, e viceversa. Il processo stesso è interamente endotermico, ovvero è necessaria una certa quantità di calore per avviarlo. L'influenza del fattore temperatura è giustificata come segue: più è alta, maggiore è il grado di dissociazione.
Fattori minori
Gli acidi polibasici, come l'acido fosforico, e le basi contenenti diversi gruppi idrossilici, ad esempio Fe(OH) 3, si decompongono in ioni in più fasi. È stata determinata una dipendenza: ogni fase successiva di dissociazione è caratterizzata da un grado migliaia o decine di migliaia di volte inferiore a quello precedente.
Il grado di decomposizione può essere modificato anche mediante l'aggiunta di altri elettroliti al sistema, modificando la concentrazione di uno degli ioni del soluto principale. Ciò comporta uno spostamento laterale dell'equilibrio, determinato dalla regola di Le Chatelier-Brown: la reazione procede nella direzione in cui si osserva la neutralizzazione dell'influenza esercitata sul sistema dall'esterno.
Costante di processo di equilibrio classico
Per caratterizzare il processo di decomposizione di un elettrolita debole, oltre al suo grado, viene utilizzata la costante di dissociazione elettrolitica (K d), che è espressa dal rapporto tra le concentrazioni di cationi e anioni e il contenuto quantitativo delle molecole originali in il sistema. In sostanza, è la consueta costante di equilibrio chimico per la reazione reversibile di scissione di una sostanza disciolta in ioni.
Ad esempio, per il processo di decomposizione di un composto nelle sue particelle costituenti, la costante di dissociazione (K d) sarà determinata dal quoziente delle concentrazioni costanti di cationi e anioni nella soluzione, elevato a potenze corrispondenti ai numeri che li precedono nell'equazione chimica e il numero totale delle rimanenti unità della formula non dissociate della sostanza disciolta. Esiste una dipendenza: maggiore è (K d), maggiore è il numero di cationi e anioni nel sistema.
La relazione tra la concentrazione di un composto debole in decomposizione, il grado di dissociazione e la costante è determinata utilizzando la legge di diluizione di Ostwald dall'equazione: K d = α 2 s.
L'acqua come sostanza debolmente dissociante
Le molecole dipolo si disintegrano in misura estremamente piccola in particelle cariche, poiché ciò è energeticamente sfavorevole. Tuttavia, si verifica la scissione in cationi idrogeno e anioni idrossile. Tenendo conto dei processi di idratazione, possiamo parlare della formazione di ioni idronio e OH (-) da due molecole d'acqua.
La dissociazione permanente è determinata dal rapporto tra il prodotto dei protoni di idrogeno e dei gruppi idrossido, chiamato prodotto ionico dell'acqua, e la concentrazione di equilibrio delle molecole non dissociate in soluzione.
La dissociazione elettrolitica dell'acqua determina la presenza nel sistema di H (+), che ne caratterizzano l'acidità, e la presenza di OH (-) - basicità. Se le concentrazioni del protone e del gruppo idrossile sono uguali, tale mezzo è chiamato neutro. Esiste un cosiddetto indice di idrogeno: questo è un logaritmo negativo del contenuto quantitativo totale di H (+) nella soluzione. Un pH inferiore a 7 indica che l'ambiente è acido, superiore indica che è alcalino. Questo è un valore molto importante; le reazioni biologiche, biochimiche e chimiche di vari sistemi idrici - laghi, stagni, fiumi e mari - vengono analizzate in base al suo valore sperimentale. Anche la rilevanza dell’indice dell’idrogeno per i processi industriali è innegabile.
Registrazione delle reazioni e notazione
L'equazione della dissociazione elettrolitica utilizzando simboli chimici descrive i processi di decomposizione delle molecole in particelle corrispondenti ed è chiamata ionica. È molte volte più semplice di quello molecolare standard e ha un aspetto più generale.
Quando si redige tale equazione, si deve tenere conto del fatto che le sostanze che precipitano o vengono rimosse dalla miscela reagente come parte del vapore di gas durante la reazione devono sempre essere scritte solo in forma molecolare, a differenza dei composti elettrolitici, forti rappresentanti di che sono inclusi nella composizione solo sotto forma di soluzioni scisse in ioni. La dissociazione elettrolitica per loro è un processo irreversibile, poiché l'associazione è impossibile a causa della formazione di sostanze o gas non fissili. Per questo tipo di equazione si applicano le stesse regole delle altre reazioni chimiche: le somme dei coefficienti dei lati sinistro e destro devono essere uguali tra loro per mantenere l'equilibrio materiale.
La dissociazione elettrolitica di acidi e basi può avvenire in più fasi se le sostanze sono polibasiche o poliacide. Per ogni sottoreazione viene scritta la propria equazione.
Ruolo nella scienza chimica e il suo sviluppo
La creazione della teoria di Svante Arrhenius fu della massima importanza per il processo generale di formazione della scienza fisica e, in particolare, elettrochimica. Sulla base della scoperta di un fenomeno come la dissociazione elettrolitica, i processi degli elettrodi, la specificità del passaggio di correnti attraverso vari mezzi e la teoria dell'induzione dei potenziali catodo-anodo hanno ricevuto un intenso sviluppo. Inoltre, la teoria delle soluzioni ha fatto notevoli progressi. Scoperte senza precedenti attendevano la cinetica chimica, il campo della corrosione dei metalli e delle leghe, nonché il lavoro per trovare nuovi mezzi di protezione contro di essa.
C'è ancora così tanto di nuovo e sconosciuto nel mondo moderno. Ogni giorno gli scienziati progrediscono nella conoscenza di una disciplina così importante come la chimica. La dissociazione elettrolitica, così come i suoi creatori e seguaci, hanno sempre occupato un posto d'onore nel contesto dello sviluppo della scienza mondiale.
Durante la dissociazione degli acidi, viene svolto il ruolo dei cationi ioni idrogeno(H+), durante la dissociazione degli acidi non si formano altri cationi:
HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Sono gli ioni idrogeno che conferiscono agli acidi le loro proprietà caratteristiche: sapore aspro, colorazione dell'indicatore rosso, ecc.
Gli ioni negativi (anioni) si separano dalla composizione di una molecola acida residuo acido.
Una delle caratteristiche della dissociazione degli acidi è la loro basicità - il numero di ioni idrogeno contenuti in una molecola acida che può formarsi durante la dissociazione:
- acidi monobasici: HCl, HF, HNO 3;
- acidi dibasici: H 2 SO 4, H 2 CO 3;
- acidi tribasici: H 3 PO 4.
Il processo di eliminazione dei cationi idrogeno negli acidi polibasici avviene in più fasi: prima viene eliminato uno ione idrogeno, poi un altro (terzo).
Dissociazione graduale di un acido dibasico:
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - HSO 4 - ↔ H + + HSO 4 2-
Dissociazione graduale di un acido tribasico:
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3-
Quando si dissociano gli acidi polibasici, il grado di dissociazione più elevato si verifica nella prima fase. Ad esempio, durante la dissociazione dell'acido fosforico, il grado di dissociazione del primo stadio è del 27%; secondo - 0,15%; terzo - 0,005%.
Dissociazione delle basi
Durante la dissociazione delle basi, viene svolto il ruolo degli anioni ioni idrossido(OH -), durante la dissociazione delle basi non si formano altri anioni:
NaOH ↔ Na + + OH -
L'acidità di una base è determinata dal numero di ioni idrossido formati durante la dissociazione di una molecola della base:
- basi monoacide - KOH, NaOH;
- basi diacidi - Ca(OH) 2;
- basi triacide - Al(OH) 3.
Anche le basi poliacide, per analogia con gli acidi, si dissociano gradualmente: in ogni fase viene separato uno ione idrossido:
Alcune sostanze, a seconda delle condizioni, possono agire sia come acidi (si dissociano con l'eliminazione dei cationi idrogeno) sia come basi (si dissociano con l'eliminazione degli ioni idrossido). Tali sostanze sono chiamate anfotero(Vedi Reazioni acido-base).
Dissociazione di Zn(OH) 2 come basi:
Zn(OH)2 ↔ ZnOH + + OH - ZnOH + ↔ Zn2+ + OH -
Dissociazione di Zn(OH) 2 come acido:
Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2H + + 2-
Dissociazione dei sali
I sali si dissociano nell'acqua in anioni di residui acidi e cationi di metalli (o altri composti).
Classificazione della dissociazione del sale:
- Sali normali (medi). si ottengono mediante la completa sostituzione simultanea di tutti gli atomi di idrogeno nell'acido con atomi di metallo - questi sono elettroliti forti, si dissociano completamente in acqua con la formazione di catoini metallici e un residuo di un acido: NaNO 3, Fe 2 (SO 4) 3, K3PO4.
- Sali acidi contengono nella loro composizione, oltre agli atomi di metallo e un residuo acido, un altro (diversi) atomi di idrogeno - si dissociano gradualmente con la formazione di cationi metallici, anioni del residuo acido e un catione idrogeno: NaHCO 3, KH 2 PO 4 , NaH2PO4.
- Sali basici contengono nella loro composizione, oltre agli atomi di metallo e un residuo acido, un altro (diversi) gruppi idrossilici - si dissociano con la formazione di cationi metallici, anioni del residuo acido e ione idrossido: (CuOH) 2 CO 3, Mg( OH)Cl.
- Sali doppi si ottengono mediante sostituzione simultanea degli atomi di idrogeno nell'acido con atomi di vari metalli: KAl(SO 4) 2.
- Sali misti si dissociano in cationi metallici e anioni di diversi residui acidi: CaClBr.
(1887) per spiegare le proprietà delle soluzioni acquose di elettroliti. Successivamente, è stato sviluppato da molti scienziati sulla base della dottrina della struttura dell'atomo e dei legami chimici. Il contenuto moderno di questa teoria può essere ridotto alle seguenti tre disposizioni:
Schema per sciogliere un cristallo di sale da cucina. Ioni sodio e cloro in soluzione.
1. Gli elettroliti, quando disciolti in acqua, si dissociano (si dividono) in ioni - caricati positivamente e negativamente. ("Ione" in greco significa "errante". In una soluzione, gli ioni si muovono casualmente in direzioni diverse.)
2. Sotto l'influenza della corrente elettrica, gli ioni acquisiscono movimento direzionale: quelli caricati positivamente si muovono verso il catodo, quelli caricati negativamente si muovono verso l'anodo. Pertanto, i primi sono chiamati cationi, i secondi - anioni. Il movimento direzionale degli ioni avviene a causa dell'attrazione dei loro elettrodi con carica opposta.
3. La dissociazione è un processo reversibile. Ciò significa che si verifica uno stato di equilibrio in cui tante molecole si dividono in ioni (dissociazione), tante di esse si formano nuovamente da ioni (associazione). Pertanto, nelle equazioni della dissociazione elettrolitica, al posto del segno di uguale viene utilizzato il segno di reversibilità.
Per esempio:
KA ↔ K + + UN − ,
dove KA è una molecola elettrolitica, K+ è un catione, A − è un anione.
La dottrina del legame chimico aiuta a rispondere alla domanda sul perché gli elettroliti si dissociano in ioni. Le sostanze con legami ionici si dissociano più facilmente, poiché sono già costituite da ioni (vedi Legame chimico). Quando si dissolvono, i dipoli d'acqua si orientano attorno agli ioni positivi e negativi. Tra gli ioni e i dipoli dell’acqua si creano forze attrattive reciproche. Di conseguenza, il legame tra gli ioni si indebolisce e gli ioni si spostano dal cristallo alla soluzione. Allo stesso modo si dissociano gli elettroliti, le cui molecole sono formate in base al tipo di legame polare covalente. La dissociazione delle molecole polari può essere completa o parziale: tutto dipende dal grado di polarità dei legami. In entrambi i casi (durante la dissociazione di composti con legami ionici e polari), si formano ioni idrati, cioè ioni legati chimicamente alle molecole d'acqua.
Il fondatore di questa visione della dissociazione elettrolitica fu l'accademico onorario I. A. Kablukov. In contrasto con la teoria di Arrhenius, che non teneva conto dell'interazione del soluto con il solvente, I. A. Kablukov applicò la teoria chimica delle soluzioni di D. I. Mendeleev per spiegare la dissociazione elettrolitica. Ha dimostrato che durante la dissoluzione si verifica un'interazione chimica del soluto con l'acqua, che porta alla formazione di idrati, che quindi si dissociano in ioni. I. A. Kablukov credeva che una soluzione acquosa contenesse solo ioni idratati. Attualmente questa idea è generalmente accettata. Quindi, l'idratazione ionica è la principale causa di dissociazione. In altre soluzioni elettrolitiche non acquose, il legame chimico tra le particelle (molecole, ioni) del soluto e le particelle del solvente è chiamato solvatazione.
Gli ioni idrati hanno sia un numero costante che variabile di molecole d'acqua. Un idrato di composizione costante forma ioni idrogeno H + che contengono una molecola d'acqua: questo è un protone idratato H + (H 2 O). Nella letteratura scientifica è solitamente rappresentato dalla formula H 3 O + (o OH 3 +) e chiamato ione idronio.
Poiché la dissociazione elettrolitica è un processo reversibile, nelle soluzioni di elettroliti, insieme ai loro ioni, ci sono anche molecole. Pertanto, le soluzioni elettrolitiche sono caratterizzate dal grado di dissociazione (indicato dalla lettera greca a). Il grado di dissociazione è il rapporto tra il numero di molecole disintegrate in ioni, n, e il numero totale di molecole disciolte N:
Il grado di dissociazione dell'elettrolita è determinato sperimentalmente ed è espresso in frazioni di unità o in percentuale. Se α = 0, allora non c'è dissociazione e se α = 1, o 100%, l'elettrolita si disintegra completamente in ioni. Diversi elettroliti hanno diversi gradi di dissociazione. Con la diluizione della soluzione aumenta e con l'aggiunta degli ioni con lo stesso nome (gli stessi degli ioni dell'elettrolita) diminuisce.
Tuttavia, per caratterizzare la capacità di un elettrolita di dissociarsi in ioni, il grado di dissociazione non è un valore molto conveniente, poiché... dipende dalla concentrazione dell'elettrolito. Una caratteristica più generale è la costante di dissociazione K. Può essere facilmente derivata applicando la legge dell'azione di massa all'equilibrio di dissociazione dell'elettrolita (1):
K = () / ,
dove KA è la concentrazione all'equilibrio dell'elettrolita e sono le concentrazioni all'equilibrio dei suoi ioni (vedi Equilibrio chimico). K non dipende dalla concentrazione. Dipende dalla natura dell'elettrolita, del solvente e della temperatura. Per gli elettroliti deboli, maggiore è la K (costante di dissociazione), più forte è l'elettrolita, maggiore è il numero di ioni nella soluzione.
Gli elettroliti forti non hanno costanti di dissociazione. Formalmente possono essere calcolati, ma non saranno costanti al variare della concentrazione.