Pe lângă constanta de disociere, puterea electrolitului poate fi determinată de valoarea unui alt parametru care depinde de concentrația soluției. Acest parametru este grad aparent de disociere care arată fracția de molecule care s-au descompus în ioni.
Gradul de disociere ( ) este raportul dintre numărul de molecule care se dezintegrează în ioni (N dis. ) la numărul total de molecule de solut (N total ) :
Gradul de disociere este exprimat în fracții de unitate sau ca procent. Deoarece numărul total de molecule ale unei substanțe într-o soluție este proporțional cu cantitatea de substanță și concentrația sa molară, putem scrie:
(7.6.5.)
unde n dis. şi c dis. - respectiv, cantitatea și concentrația molară a substanței dizolvate care a suferit disocierea electrolitică.
Electroliții puternici includ în mod convențional substanțe al căror grad aparent de disociere în soluție depășește 30% ( > 0,3). Când < 3% ( < 0,03) электролиты считают слабыми, в других случаях о них говорят как об электролитах средней силы.
Gradul de disociere este determinat de obicei prin măsurarea conductivității electrice a soluțiilor, care este direct proporțională cu concentrația ionilor care se mișcă liber. În acest caz, nu valorile adevărate ale lui sunt obținute, ci valorile aparente. Ele sunt întotdeauna mai mici decât adevăratele valori ale lui , deoarece ionii, atunci când se deplasează spre electrozi, se ciocnesc și își reduc parțial mobilitatea, mai ales la concentrații mari în soluție, când între ioni apare atracția electrostatică. De exemplu, adevărata valoare a gradului de disociere electrolitică a HCl într-o soluție diluată este 1, într-o soluție 1 M = 0,78 (78%) la 18 0 C, totuși, această soluție nu conține 22% HCl nedisociat. molecule, aproape toate moleculele sunt disociate.
Electroliții care se disociază aproape complet într-o soluție apoasă diluată se numesc electroliți puternici..
Electroliții puternici din soluții apoase includ aproape toate sărurile, mulți acizi anorganici (H 2 SO 4, HNO 3, HClO 4, halogenuri de hidrogen, cu excepția HF etc.), hidroxizi ai elementelor s (cu excepția Be(OH) 2 şi Mg(OH)2). Valorile aparente ale acestor electroliți variază de la 70 la 100%. Disocierea electroliților puternici este un proces practic ireversibil :
HCl H + + Cl - sau HCl = H + + Cl -
acizii sunt substanțe care se disociază într-o soluție apoasă pentru a forma cationi de hidrogen și anioni ai reziduului acid; bazele sunt substanțe care se disociază într-o soluție apoasă pentru a forma ioni de hidroxid OH - și cationi metalici .
Acizii polibazici slabi se disociază treptat. Fiecare pas este caracterizat de valoarea sa constantă de disociere, de exemplu:
Datorită disocierii treptate acizii polibazici sunt capabili să formeze săruri acide, NaHSO4, NaHCO3, K2HP04 etc.
Bazele poliacide slabe se disociază treptat:
Aceasta explică capacitatea bazelor poliacide de a forma săruri bazice: CuOHCI, (ZnOH) 2 SO 4 etc.
Electroliții care se disociază parțial într-o soluție apoasă diluată sunt numiți slabi. Disocierea electroliților slabi este un proces reversibil
De exemplu:
Gradul de disociere electroliticădepinde de:
natura electrolitului și solventului;
concentrația soluției;
temperatura
Și crește odată cu creșterea diluției soluției:
Gradul de disociere crește odată cu creșterea temperaturii soluției. O creștere a energiei cinetice a particulelor dizolvate favorizează dezintegrarea moleculelor în ioni, ceea ce duce la o creștere a gradului de disociere atunci când soluțiile sunt încălzite.
Dacă într-o soluție de acid slab sau bază slabă concentrația ionului cu același nume este crescută prin introducerea sării corespunzătoare, atunci se observă o schimbare bruscă a gradului de disociere a electrolitului slab. Să luăm în considerare, de exemplu, cum se modifică de acid acetic (CH3COOH) atunci când acetat de sodiu este introdus într-o soluție (introducerea acelorași ioni CH3COO-).
Conform principiului lui Le Chatelier, echilibrul procesului de disociere
se va deplasa spre stânga ca urmare a creșterii concentrației ionilor de acetat CH 3 COO - formați în timpul disocierii acetatului de sodiu:
CH 3 COONa CH 3 COO - + Na + .
Această schimbare a echilibrului către formarea CH 3 COOH înseamnă o scădere a gradului de disociere a acestuia și duce la o scădere a concentrației ionilor de hidrogen, de exemplu:
Astfel, ca urmare a introducerii a 0,01 mol CH 3 COONa în 1 litru de soluție 0,01 M de CH 3 COOH, concentrația ionilor de hidrogen a scăzut cu
.
Din punctul de vedere al teoriei disocierii electrolitice hidroxizii amfoteri (amfoliții) sunt substanțe care se disociază într-o soluție apoasă atât ca acizi, cât și ca baze.. Acestea includ Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3 etc. De exemplu, ecuațiile pentru disocierea electrolitică a Be(OH)) 2:
1) disocierea după tipul bazei:
Be(OH) 2 + 3H 2 O OH - +
H 2 O OH - +
2) disocierea după tipul de acid:
Be(OH) 2 + 2H 2 O H + +
H ++
Există un anumit tipar între constantă și gradul de disociere, care a fost descoperit de W. Ostwald în 1888 și a putut să-l explice. Acest model a fost numit mai târziu legea diluției lui Ostwald.
Stabilirea experimentală a corectitudinii legii de diluție a lui Ostwald a fost de mare importanță pentru fundamentarea teoriei disocierii electrolitice.
K d este asociat cu o dependență simplă. Dacă concentrația molară totală a electrolitului din soluție se notează cu C KA, atunci pentru electroliții binari concentrațiile ionilor K y+ și A x- vor fi egale cu ·C KA. Este evident că
= = ·C KA ,
C KA - ·C KA = C KA· (1-), atunci
(7.6.6.)
Pentru electroliții slabi 0 și (1 - ) 1. Prin urmare,
(7.6.7.)
Dependența rezultată este o expresie matematică Legea diluției lui Ostwald :
gradul de disociere al unui electrolit slab crește atunci când soluția este diluată invers proporțional cu rădăcina pătrată a concentrației sale molare.
Istoria descoperirii unui fenomen atât de interesant în chimie precum disocierea electrolitică a început în 1887, când chimistul suedez Svante Arennius, în timp ce studia conductivitatea electrică a soluțiilor apoase, a sugerat că în astfel de soluții substanțele se pot dezintegra în particule încărcate - ioni. Acești ioni sunt în mișcare, deplasându-se către electrozi, atât catodul încărcat pozitiv, cât și anodul încărcat negativ. Acest proces de descompunere se numește disociere electrolitică; este motivul apariției curentului electric în soluții.
Teoria disocierii electrolitice
Teoria clasică a disocierii electrolitice, dezvoltată de descoperitorul S. Ahrennius împreună cu W. Oswald, în primul rând, presupunea că dezintegrarea moleculelor în ioni (disocierea însăși) are loc sub influența unui curent electric. Ulterior, s-a dovedit că acest lucru nu a fost în întregime adevărat, deoarece a fost dezvăluită existența ionilor în soluții apoase, indiferent dacă curentul a trecut sau nu prin aceștia. Apoi Svante Ahrennius a format o nouă teorie, esența ei este că electroliții se dezintegrează spontan în ioni sub influența unui solvent. Și prezența ionilor creează condiții ideale pentru conductivitatea electrică în soluție.
Cam așa arată schematic disocierea electrolitică.
Marea importanță a disocierii electrolitice în soluții constă în faptul că ne permite să descriem proprietățile acizilor, bazelor și sărurilor și, în continuare, ne vom opri în detaliu.
Disocierea electrolitică a acizilor
N 3 PO 4 ⇄ N + N 2 PO- 4 (prima etapă)
N 2 PO 4 ⇄ N + NPO 2 - 4 (a doua etapă)
N 2 PO 4 ⇄ N+ PO Z - 4 (etapa a treia)
Așa arată ecuațiile chimice pentru disocierea electrolitică a acizilor. Exemplul arată disocierea electrolitică a acidului fosforic H 3 PO 4, care se descompune în hidrogen H (cation) și ioni anod. Mai mult, disocierea multor acizi bazici are loc, de regulă, doar în prima etapă.
Disocierea electrolitică a bazelor
Bazele diferă de acizi prin aceea că, atunci când se disociază, ionii de hidroxid se formează ca cationi.
Exemplu de ecuație de disociere chimică de bază
KOH ⇄ K + OH-; NH 4 OH ⇄ NH+ 4 + OH-
Bazele care se dizolvă în apă se numesc alcaline, nu există atât de multe dintre ele, în principal baze alcaline și alcalino-pământoase, precum LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH și Ca(OH) 2, Sr(OH) 2 , Ba(OH)2, Ra(OH)2
Disocierea electrolitică a sărurilor
În timpul disocierii electrolitice a sărurilor, metalele se formează ca cationi, precum și cationul de amoniu NH 4, iar reziduurile acide devin anioni.
(NH4)2S04⇄ 2NH+4 + S02-4; Na 3 PO 4 ⇄ 3Na + PO 3- 4
Un exemplu de ecuație pentru disocierea electrolitică a sărurilor.
Disocierea electrolitică, video
Și în sfârșit, un videoclip educațional pe tema articolului nostru.
Suportul fundamental al chimiei, împreună cu sistemul periodic al lui D. I. Mendeleev, structura compușilor organici ai lui A. M. Butlerov și alte descoperiri semnificative, este teoria disocierii electrolitice. A fost dezvoltat de Svante Arrhenius în 1887 pentru a explica comportamentul specific al electroliților din apă și alte lichide polare și topituri. El a găsit un compromis între două teorii categoric diferite despre soluțiile existente la acea vreme - fizice și chimice. Primul a susținut că solutul și solventul nu interacționează între ele în niciun fel, formând un amestec mecanic simplu. Al doilea este că există o legătură chimică între ele. S-a dovedit că, de fapt, soluțiile au ambele proprietăți.
În etapele ulterioare ale dezvoltării științei, mulți oameni de știință au continuat cercetarea și dezvoltarea în acest domeniu, bazându-se pe informațiile disponibile despre structura atomilor și natura legăturilor chimice dintre ei. În special, I. A. Kablukov a studiat problema proceselor de solvatare, V. A. Kistyakovsky a determinat dependența creșterii unei coloane de lichid într-un capilar în condiții de temperatură de fierbere de greutatea moleculară.
Interpretarea modernă a teoriei
Înainte de această descoperire, multe proprietăți și circumstanțe ale proceselor de scindare nu au fost studiate, precum soluțiile în sine. Disocierea electrolitică este procesul de descompunere a unei substanțe în ionii ei constitutivi în apă sau alte lichide polare, interacțiunea particulelor compusului cu moleculele de solvent și apariția mobilității cationilor și anionilor la nodurile rețelei cristaline din cauza topirii. . Ca urmare a acestui fapt, substanțele formate dobândesc o nouă proprietate - conductivitatea electrică.
Ionii, fiind în stare liberă de soluție sau topire, interacționează între ei. Cele încărcate probabil se resping, cele încărcate opus se atrag. Particulele încărcate sunt solvatate de molecule de solvent - fiecare este strâns înconjurat de dipoli strict orientați în conformitate cu forțele de atractivitate Coulomb; în special, ele sunt hidratate dacă mediul este apos. Cationii au întotdeauna raze mai mari decât anionii datorită aranjamentului specific al particulelor în jurul lor, cu sarcini localizate la margini.
Compoziția, clasificarea și denumirea particulelor încărcate în lumina disocierii electrolitice
Un ion este un atom sau un grup de atomi care poartă o sarcină pozitivă sau negativă. Ele se caracterizează printr-o împărțire convențională în simple (K (+), Ca (2+), H (+) - constând dintr-un element chimic), complexe și complexe (OH (-), SO 4 (2-), HCO 3 (- ) - din mai multe). Dacă un cation sau un anion este asociat cu o moleculă de solvent, acesta se numește solvat, iar cu un dipol al moleculei de H 2 O - hidratat.
Când are loc disocierea electrolitică a apei, se formează două particule încărcate H (+) și OH (-). Un proton de hidrogen acceptă o pereche de electroni singuri de oxigen dintr-o altă moleculă de apă într-un orbital liber, rezultând formarea unui ion hidroniu H 3 O (+).
Principalele prevederi ale descoperirii lui Arrhenius
Toți reprezentanții claselor de compuși anorganici, cu excepția oxizilor, se dezintegrează în soluții de dipoli orientați ai lichidelor; în termeni chimici, se disociază în ionii lor constituenți într-o măsură mai mare sau mai mică. Acest proces nu necesită prezența curentului electric; ecuația disocierii electrolitice este notația sa schematică.
Odată ajunsi într-o soluție sau topitură, ionii pot fi expuși la un curent electric și se pot deplasa direcțional către catod (electrodul negativ) și anod (pozitiv). Acestea din urmă atrag agregate atomice încărcate opus. De aici și-au primit numele particulele - cationi și anioni.
În paralel și simultan cu descompunerea substanței, are loc procesul invers - asocierea ionilor în moleculele originale, prin urmare nu are loc dizolvarea sută la sută a substanței. Această ecuație pentru reacția de disociere electrolitică conține un semn egal între partea dreaptă și stângă. Disocierea electrolitică, ca orice altă reacție, este supusă legilor care guvernează echilibrul chimic, iar legea acțiunii masei nu face excepție. Se afirmă că viteza de descompunere în ioni este proporțională cu concentrația electrolitului.
Clasificarea substanțelor în timpul disocierii
Terminologia chimică împarte substanțele în insolubile, ușor solubile și solubile. Ultimii doi sunt electroliți slabi și puternici. Informațiile despre solubilitatea anumitor compuși sunt rezumate în tabelul de solubilitate. Disocierea electroliților puternici este un proces ireversibil; aceștia se dezintegrează complet în ioni. Slab - doar parțial, ele sunt caracterizate de fenomenul de asociere și, prin urmare, de echilibrul proceselor care au loc.
Este important de reținut că nu există o relație directă între solubilitate și puterea electrolitului. La oamenii puternici poate fi exprimat slab. La fel ca electroliții slabi, aceștia pot fi foarte solubili în apă.
Exemple de compuși ale căror soluții conduc curentul electric
Clasa de „electroliți puternici” include toți acizii care se disociază bine, cum ar fi nitric, clorhidric, bromic, sulfuric, percloric și alții. În aceeași măsură, alcalii sunt hidroxizi alcalini și reprezentanți individuali ai grupului „metale alcalino-pământoase”. Disocierea electrolitică a sărurilor este intensă, cu excepția anumitor cianați și tiocianați, precum și a clorurii de mercur (II).
Clasa „electroliților slabi” este reprezentată de alți acizi minerali și aproape toți organici: carbonic, sulfurat, boric, azot, sulfuros, siliciu, acetic și alții. Precum și baze slab solubile și hidrocarburice și hidroxizi amfoteri (hidroxizi de magneziu, beriliu, fier, zinc în stare de oxidare (2+)). La rândul lor, moleculele de apă sunt electroliți foarte slabi, dar totuși se descompun în ioni.
Descrierea cantitativă a proceselor de disociere
Gradul de disociere electrolitică caracterizează de fapt amploarea procesului de scindare. Poate fi calculat - numărul de particule împărțite în ioni trebuie împărțit la numărul total de molecule ale substanței dizolvate din sistem. Această valoare este indicată de litera „alfa”.
Este logic că pentru electroliții puternici „α” este egal cu unu, sau sută la sută, deoarece numărul de particule degradate este egal cu numărul lor total. Pentru cei slabi - întotdeauna mai puțin de unul. Dezintegrarea completă a moleculelor originale în ioni într-un mediu apos nu are loc și are loc procesul invers.
Principalii factori care influențează completitatea degradarii
Gradul de disociere electrolitică este influențat de o serie de factori de netăgăduit. În primul rând, este importantă natura solventului și substanța care se dezintegrează în el. De exemplu, toți electroliții puternici au o legătură covalentă, foarte polară sau ionică între particulele lor constitutive. Lichidele sunt reprezentate de dipoli, în special de apă, în molecule are loc o separare a sarcinilor și, ca urmare a orientării lor specifice, are loc disocierea electrolitică a substanței dizolvate.
Valoarea alfa este invers influențată de concentrație. Pe măsură ce crește, valoarea gradului de disociere scade și invers. Procesul în sine este în întregime endotermic, adică este necesară o anumită cantitate de căldură pentru a-l iniția. Influența factorului de temperatură se justifică astfel: cu cât este mai mare, cu atât este mai mare gradul de disociere.
Factori minori
Acizii polibazici, cum ar fi acidul fosforic, și bazele care conțin mai multe grupări hidroxil, de exemplu, Fe(OH)3, se descompun în ioni în etape. S-a determinat o dependență - fiecare etapă ulterioară de disociere este caracterizată de un grad care este de mii sau zeci de mii de ori mai mic decât cel precedent.
Gradul de descompunere poate fi modificat și prin adăugarea altor electroliți în sistem, modificând concentrația unuia dintre ionii soluției principale. Aceasta implică o deplasare a echilibrului în lateral, care este determinată de regula Le Chatelier-Brown - reacția se desfășoară în direcția în care se observă neutralizarea influenței exercitate asupra sistemului din exterior.
Constanta procesului de echilibru clasic
Pentru a caracteriza procesul de descompunere a unui electrolit slab, pe lângă gradul său, se utilizează constanta de disociere electrolitică (K d), care este exprimată prin raportul dintre concentrațiile de cationi și anioni și conținutul cantitativ al moleculelor originale în sistemul. În esență, este constanta obișnuită de echilibru chimic pentru reacția reversibilă de scindare a unei substanțe dizolvate în ioni.
De exemplu, pentru procesul de descompunere a unui compus în particulele sale constitutive, constanta de disociere (K d) va fi determinată de câtul concentrațiilor constante de cationi și anioni din soluție, ridicate la puteri corespunzătoare numerelor care le precedă. în ecuația chimică și numărul total de unități de formulă nedisociate rămase substanțe dizolvate. Există o dependență - cu cât este mai mare (K d), cu atât este mai mare numărul de cationi și anioni din sistem.
Relația dintre concentrația unui compus slab în descompunere, gradul de disociere și constantă se determină folosind legea diluției Ostwald prin ecuația: K d = α 2 s.
Apa ca substanță slab disociabilă
Moleculele dipol se dezintegrează într-o măsură extrem de mică în particule încărcate, deoarece acest lucru este nefavorabil din punct de vedere energetic. Totuși, are loc divizarea în cationi de hidrogen și anioni hidroxil. Ținând cont de procesele de hidratare, putem vorbi despre formarea ionilor de hidroniu și OH (-) din două molecule de apă.
Disocierea permanentă este determinată de raportul dintre produsul protonilor de hidrogen și grupărilor hidroxid, numit produsul ionic al apei, și concentrația de echilibru a moleculelor nedisociate în soluție.
Disocierea electrolitică a apei determină prezența H (+) în sistem, care caracterizează aciditatea acestuia, și prezența OH (-) - bazicitate. Dacă concentrațiile protonului și grupării hidroxil sunt egale, un astfel de mediu se numește neutru. Există așa-numitul indice de hidrogen - acesta este un logaritm negativ al conținutului cantitativ total de H (+) în soluție. Un pH mai mic de 7 indică faptul că mediul este acid, mai mult indică faptul că este alcalin. Aceasta este o valoare foarte importantă; reacțiile biologice, biochimice și chimice ale diferitelor sisteme de apă - lacuri, iazuri, râuri și mări - sunt analizate pe baza valorii sale experimentale. Relevanța indicelui hidrogenului pentru procesele industriale este, de asemenea, incontestabilă.
Înregistrarea reacțiilor și notarea
Ecuația disocierii electrolitice folosind simboluri chimice descrie procesele de descompunere a moleculelor în particule corespunzătoare și se numește ionică. Este de multe ori mai simplu decât cel molecular standard și are un aspect mai general.
La elaborarea unei astfel de ecuații, trebuie să se țină seama de faptul că substanțele care precipită sau sunt îndepărtate din amestecul de reacție ca parte a vaporilor de gaz în timpul reacției trebuie întotdeauna scrise numai în formă moleculară, spre deosebire de compușii electroliți, reprezentanți puternici ai care sunt incluse în compoziție numai sub formă de soluții de scindare în ioni. Disocierea electrolitică pentru ele este un proces ireversibil, deoarece asocierea este imposibilă din cauza formării de substanțe sau gaze nefisionabile. Pentru acest tip de ecuație, se aplică aceleași reguli ca și pentru alte reacții chimice - sumele coeficienților părților din stânga și din dreapta trebuie să fie egale între ele pentru a menține echilibrul material.
Disocierea electrolitică a acizilor și bazelor poate avea loc în mai multe etape dacă substanțele sunt polibazice sau poliacide. Pentru fiecare subreacție se scrie propria ecuație.
Rolul în știința chimică și dezvoltarea acesteia
Crearea teoriei lui Svante Arrhenius a fost de cea mai mare importanță pentru procesul general de formare a științei fizice și, în special, a științei electrochimice. Pe baza descoperirii unui astfel de fenomen precum disocierea electrolitică, procesele electrozilor, specificitatea trecerii curenților prin diferite medii și teoria inducerii potențialelor catod-anod au primit o dezvoltare intensivă. În plus, teoria soluțiilor a avansat semnificativ. Descoperiri fără precedent așteptau cinetica chimică, domeniul coroziunii metalelor și aliajelor, precum și munca pentru găsirea de noi mijloace de protecție împotriva acesteia.
Există încă atât de multe lucruri noi și necunoscute în lumea modernă. În fiecare zi, oamenii de știință progresează în cunoștințele lor despre o disciplină atât de mare precum chimia. Disocierea electrolitică, precum și creatorii și adepții săi, au ocupat pentru totdeauna un loc onorabil în contextul dezvoltării științei mondiale.
În timpul disocierii acizilor, rolul cationilor este jucat de ioni de hidrogen(H +), nu se formează alți cationi în timpul disocierii acizilor:
HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Ionii de hidrogen sunt cei care conferă acizilor proprietățile lor caracteristice: gust acru, colorarea roșie a indicatorului etc.
Ionii negativi (anionii) desprinși dintr-o moleculă de acid alcătuiesc reziduu acid.
Una dintre caracteristicile disocierii acizilor este bazicitatea lor - numărul de ioni de hidrogen conținut într-o moleculă de acid care se poate forma în timpul disocierii:
- acizi monobazici: HCI, HF, HNO3;
- acizi dibazici: H2S04, H2C03;
- acizi tribazici: H3PO4.
Procesul de eliminare a cationilor de hidrogen din acizii polibazici are loc în etape: mai întâi se elimină un ion de hidrogen, apoi altul (al treilea).
Disocierea treptată a unui acid dibazic:
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - HSO 4 - ↔ H + + HSO 4 2-
Disocierea treptată a unui acid tribazic:
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3-
La disociarea acizilor polibazici, cel mai înalt grad de disociere are loc în prima etapă. De exemplu, în timpul disocierii acidului fosforic, gradul de disociere în prima etapă este de 27%; al doilea - 0,15%; a treia - 0,005%.
Disocierea bazelor
În timpul disocierii bazelor, rolul anionilor este jucat de ioni de hidroxid(OH -), nu se formează alți anioni în timpul disocierii bazelor:
NaOH ↔ Na + + OH -
Aciditatea unei baze este determinată de numărul de ioni de hidroxid formați în timpul disocierii unei molecule a bazei:
- baze monoacide - KOH, NaOH;
- baze diacide - Ca(OH)2;
- baze triacide - Al(OH) 3.
Bazele poliacide, prin analogie cu acizii, se disociază, de asemenea, treptat - în fiecare etapă se desprinde un ion hidroxid:
Unele substanțe, în funcție de condiții, pot acționa atât ca acizi (se disociază cu eliminarea cationilor de hidrogen), cât și ca baze (se disociază cu eliminarea ionilor de hidroxid). Astfel de substanțe sunt numite amfoter(Vezi Reacții acido-bazice).
Disocierea Zn(OH) 2 ca baze:
Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH - ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -
Disocierea Zn(OH)2 ca acid:
Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2H + + 2-
Disocierea sărurilor
Sărurile se disociază în apă în anioni de reziduuri acide și cationi ai metalelor (sau alți compuși).
Clasificarea disocierii sărurilor:
- Săruri normale (medii). sunt obținute prin înlocuirea completă simultană a tuturor atomilor de hidrogen din acid cu atomi de metal - aceștia sunt electroliți puternici, complet disociați în apă cu formarea de catoine metalice și a unui reziduu de un singur acid: NaNO 3, Fe 2 (SO 4) 3, K 3 PO 4.
- Săruri acide conțin în compoziția lor, pe lângă atomi de metal și un reziduu acid, încă unul (mai mulți) atomi de hidrogen - se disociază treptat cu formarea de cationi metalici, anioni ai reziduului acid și un cation de hidrogen: NaHCO 3, KH 2 PO 4 NaH2P04.
- Săruri de bază conțin în compoziția lor, pe lângă atomi de metal și un reziduu acid, încă o (mai multe) grupări hidroxil - se disociază cu formarea de cationi metalici, anioni ai reziduului acid și ion hidroxid: (CuOH) 2 CO 3, Mg( OH)Cl.
- Săruri duble se obțin prin înlocuirea simultană a atomilor de hidrogen din acid cu atomi de diferite metale: KAl(SO 4) 2.
- Săruri amestecate se disociază în cationi metalici şi anioni ai mai multor resturi acide: CaClBr.
(1887) pentru a explica proprietățile soluțiilor apoase de electroliți. Ulterior, a fost dezvoltat de mulți oameni de știință pe baza doctrinei structurii atomului și a legăturilor chimice. Conținutul modern al acestei teorii poate fi redus la următoarele trei prevederi:
Schema de dizolvare a unui cristal de sare de masa. Ioni de sodiu și clor în soluție.
1. Electroliții, atunci când sunt dizolvați în apă, se disociază (se descompun) în ioni - încărcați pozitiv și negativ. („Ion” este greacă pentru „rătăcire.” Într-o soluție, ionii se mișcă aleatoriu în direcții diferite.)
2. Sub influența curentului electric, ionii capătă mișcare direcțională: cei încărcați pozitiv se deplasează spre catod, cei încărcați negativ se deplasează spre anod. Prin urmare, primii se numesc cationi, cei din urmă - anioni. Mișcarea direcțională a ionilor are loc ca urmare a atracției electrozilor lor încărcați opus.
3. Disocierea este un proces reversibil. Aceasta înseamnă că apare o stare de echilibru în care cât mai multe molecule se descompun în ioni (disociere), atât de multe dintre ele se formează din nou din ioni (asociere). Prin urmare, în ecuațiile de disociere electrolitică, în locul semnului egal, se folosește semnul reversibilității.
De exemplu:
KA ↔ K + + A − ,
unde KA este o moleculă de electrolit, K + este un cation, A - este un anion.
Doctrina legăturii chimice ajută la răspunsul la întrebarea de ce electroliții se disociază în ioni. Substanțele cu legături ionice se disociază cel mai ușor, deoarece sunt deja formate din ioni (vezi Legături chimice). Când se dizolvă, dipolii de apă sunt orientați în jurul ionilor pozitivi și negativi. Între ionii și dipolii apei apar forțe de atracție reciproce. Ca urmare, legătura dintre ioni slăbește, iar ionii se deplasează de la cristal la soluție. Electroliții, ale căror molecule sunt formate în funcție de tipul de legătură polară covalentă, se disociază în mod similar. Disocierea moleculelor polare poate fi completă sau parțială - totul depinde de gradul de polaritate al legăturilor. În ambele cazuri (în timpul disocierii compușilor cu legături ionice și polare), se formează ioni hidratați, adică ioni legați chimic de moleculele de apă.
Fondatorul acestui punct de vedere al disocierii electrolitice a fost academicianul onorific I. A. Kablukov. Spre deosebire de teoria Arrhenius, care nu a ținut cont de interacțiunea solutului cu solventul, I. A. Kablukov a aplicat teoria chimică a soluțiilor lui D. I. Mendeleev pentru a explica disocierea electrolitică. El a arătat că în timpul dizolvării are loc o interacțiune chimică a substanței dizolvate cu apa, care duce la formarea de hidrați, iar apoi aceștia se disociază în ioni. I. A. Kablukov credea că o soluție apoasă conține doar ioni hidratați. În prezent, această idee este general acceptată. Deci, hidratarea ionică este principala cauză a disocierii. În alte soluții de electroliți neapoase, legătura chimică dintre particulele (molecule, ioni) de substanță dizolvată și particulele de solvent se numește solvatare.
Ionii hidratați au atât un număr constant, cât și variabil de molecule de apă. Un hidrat de compoziție constantă formează ioni de hidrogen H + care rețin o moleculă de apă - acesta este un proton hidratat H + (H 2 O). În literatura științifică, este de obicei reprezentat prin formula H 3 O + (sau OH 3 +) și numit ion hidroniu.
Deoarece disocierea electrolitică este un proces reversibil, în soluțiile de electroliți, împreună cu ionii acestora, există și molecule. Prin urmare, soluțiile electrolitice se caracterizează prin gradul de disociere (notat cu litera greacă a). Gradul de disociere este raportul dintre numărul de molecule dezintegrate în ioni, n, și numărul total de molecule dizolvate N:
Gradul de disociere a electroliților se determină experimental și se exprimă în fracții de unitate sau ca procent. Dacă α = 0, atunci nu există disociere, iar dacă α = 1, sau 100%, atunci electrolitul se dezintegrează complet în ioni. Diferiți electroliți au grade diferite de disociere. Odată cu diluarea soluției crește, iar cu adăugarea de ioni cu același nume (la fel ca ionii electroliți) scade.
Cu toate acestea, pentru a caracteriza capacitatea unui electrolit de a se disocia în ioni, gradul de disociere nu este o valoare foarte convenabilă, deoarece... depinde de concentrația electrolitului. O caracteristică mai generală este constanta de disociere K. Poate fi obținută cu ușurință prin aplicarea legii acțiunii masei la echilibrul de disociere a electroliților (1):
K = () / ,
unde KA este concentrația de echilibru a electrolitului și sunt concentrațiile de echilibru ale ionilor săi (vezi Echilibrul chimic). K nu depinde de concentrare. Depinde de natura electrolitului, solvent și temperatură. Pentru electroliții slabi, cu cât este mai mare K (constanta de disociere), cu atât electrolitul este mai puternic, cu atât mai mulți ioni în soluție.
Electroliții puternici nu au constante de disociere. Formal, ele pot fi calculate, dar nu vor fi constante pe măsură ce concentrația se schimbă.