disociere completă. Teoria disocierii electrice. Gradul de disociere electrolitică
Toate substanțele, în funcție de capacitatea lor de a conduce curentul electric în soluție sau în stare topită, pot fi împărțite în două grupe: electroliți și neelectroliți.
electroliti Substanțele se numesc substanțe ale căror soluții sau topituri conduc curentul electric. Electroliții includ acizi, baze și săruri.
Non-electroliți Substanțele se numesc substanțe ale căror soluții sau topituri nu conduc curentul electric. De exemplu, multe substanțe organice.
Capacitatea electroliților (conductoare de al doilea fel) de a conduce curentul electric este fundamental diferită de conductivitatea electrică a metalelor (conductoare de primul fel): conductivitatea electrică a metalelor se datorează mișcării electronilor, iar conductivitatea electrică a electroliții este asociat cu mișcarea ionilor.
S-a constatat că în soluțiile de acizi, baze și săruri, valorile găsite experimental ale p, tcrys., tboil, po i o singura data ( i- coeficient izotonic). Mai mult, numărul de particule din soluția de NaCl a crescut de aproape 2 ori, iar în soluția de CaCl2 - de 3 ori.
Pentru a explica comportamentul electroliților, omul de știință suedez S. Arrhenius a propus în 1887 o teorie numită teorii ale disocierii electrolitice. Esența teoriei este următoarea:
- 1. Când sunt dizolvați în apă, electroliții se descompun (se disociază) în particule încărcate (ioni) - cationi încărcați pozitiv (Na+, K+, Ca2+, H+) și anioni încărcați negativ (Cl-, SO42-, CO32-, OH-). Proprietățile ionilor sunt complet diferite de cele ale atomilor care i-au format. Se numește descompunerea unei substanțe neutre în ioni ca urmare a interacțiunii chimice cu un solvent disocierea electrolitică.
- 2. Sub acțiunea unui curent electric, ionii capătă o mișcare direcționată: cationii se deplasează către un electrod încărcat negativ (catod), anionii - către un electrod încărcat pozitiv (anod).
- 3. Disocierea este un proces reversibil și de echilibru. Aceasta înseamnă că în paralel cu dezintegrarea moleculelor în ioni (disocierea), are loc un proces de combinare a ionilor în molecule (asocierea): KA K+ + A-.
- 4. În soluție, ionii sunt în stare hidratată.
Pentru o evaluare cantitativă a disocierii electrolitice se folosește conceptul grade de disociere electrolitică() este raportul dintre numărul de molecule descompuse în ioni și numărul total de molecule dizolvate. Se determină gradul de disociere empiricși se exprimă ca fracție sau procent. Gradul de disociere electrolitică depinde de natura solventului și a solutului, de temperatura și concentrația soluției:
- 1. Cu cât solventul este mai polar, cu atât este mai mare gradul de disociere al electrolitului din acesta.
- 2. Substanțele cu legături polare ionice și covalente suferă disociere.
- 3. Creșterea temperaturii crește disociarea electroliților slabi.
- 4. Odată cu scăderea concentrației electrolitului (în timpul diluției), gradul de disociere crește.
În funcție de mărimea gradului de disociere, electroliții convenționali (la o concentrație a soluțiilor lor de 0,1 M) sunt împărțiți în:
În funcție de tipul de ioni formați în timpul disocierii, toți electroliții pot fi împărțiți în acizi, baze, săruri.
acizi- electroliţi care se disociază cu formarea doar a cationilor H + şi a unui reziduu acid (Cl- - clorură, NO3- - azotat, SO42- - sulfat, HCO3 bicarbonat, CO32 carbonat). De exemplu: Hcl H++Cl-, H2SO4 2H++SO42-.
Prezența unui ion de hidrogen în soluții acide, mai precis, un ion H3O + hidratat, determină proprietățile generale ale acizilor (gust acru, acțiune asupra indicatorilor, interacțiune cu alcalii, interacțiune cu metale cu eliberarea de hidrogen etc.).
La acizii polibazici, disocierea are loc în trepte, iar fiecare pas este caracterizat de propriul grad de disociere. Deci, acidul fosforic se disociază în trei etape:
|
Eu pun în scenă |
H3PO4 H+ + H2PO4- |
|
|
etapa a II-a |
H2PO4- H+ + HPO42- |
|
|
etapa a III-a |
HRO42- H+ + PO43- |
si 3<2<1, т.е. распад электролита на ионы протекает, в основном, по первой ступени и в растворе ортофосфорной кислоты будут находиться преимущественно ионы Н+ и H2РO4-. Причины этого в том, что ионы водорода значительно сильнее притягиваются к трехзарядному иону РO43- и двухзарядному иону HРO42-, чем к однозарядному H2РO4-. Кроме того, на 2-ой и 3-ей ступенях имеет место смещение равновесия в сторону исходной формы по принципу Ле-Шателье за счет накапливающихся ионов водорода.
Fundații- electroliți care se disociază cu formarea doar a ionilor de hidroxid (OH-) ca anioni. După separarea OH-, rămân cationi: Na +, Ca2 +, NH4 +. De exemplu: NaOH Na + + OH-, Ca (OH) 2 Ca2 + + 2 OH-.
Proprietățile generale ale bazelor (săpunul la atingere, acțiunea asupra indicatorului, interacțiunea cu acizii etc.) sunt determinate de prezența grupărilor OH-hidroxo în soluțiile de bază.
Pentru bazele poliacide, disocierea treptată este caracteristică:
|
Eu pun în scenă |
Ba(OH)2 Ba(OH)+ + OH- |
|
etapa a II-a |
Ba(OH)+ Ba2+ + OH- |
Disocierea hidroxizilor amfoteri are loc atât ca bază, cât și ca acid. Astfel, disocierea hidroxidului de zinc poate avea loc în următoarele direcții (în acest caz, echilibrul se deplasează în funcție de mediu conform principiului Le Chatelier):
sare- Aceștia sunt electroliți care se disociază în cationi metalici (sau grupări care îi înlocuiesc) și anioni ai reziduului acid.
Sărurile medii se disociază complet: CuSO4 Cu2+ + SO42-. Spre deosebire de sărurile medii, sărurile acide și bazice se disociază în trepte:
|
Eu pun în scenă |
NaНСО3 Na+ + НСО3- |
Cu(OH)Cl Cu(OH)+ + Cl- |
|
etapa a II-a |
HCO3- H+ + CO32- |
Cu(OH)+ Cu2+ + OH-, |
în plus, gradul de disociere a sărurilor în a doua etapă este foarte mic.
Reacții de schimb în soluții de electroliți sunt reacții între ioni. O condiție necesară pentru apariția reacțiilor de schimb în soluțiile de electroliți este formarea de compuși slab disociați sau compuși care sunt eliberați din soluție sub formă de precipitat sau gaz.
Când se scriu ecuații de reacție în formă iono-moleculară, compușii slab disociați, gazoși și puțin solubili se scriu sub forma molecule, și electroliți puternici solubili - sub formă ionii. Când scrieți ecuații ionice, asigurați-vă că urmați tabelul de solubilitate a acizilor, bazelor și sărurilor în apă (Anexa A).
Luați în considerare tehnica de scriere a ecuațiilor ionice folosind exemple.
Exemplul 1 Scrieți ecuația reacției sub formă ion-moleculară:
BaCl2 + K2SO4 = BaS04 + 2KCl
Soluție: Sărurile sunt electroliți puternici și se disociază aproape complet în ioni. Deoarece BaSO4 este un compus practic insolubil (vezi tabelul din Anexa A), partea principală a sulfatului de bariu va fi într-o formă nedisociată, așa că vom scrie această substanță sub formă de molecule, iar sărurile rămase, care sunt solubile, în forma ionilor:
Ba2+ + 2Cl- + 2K+ + SO42- = BaSO4 + 2K+ + 2Cl-
După cum se poate observa din ecuația ionico-moleculară completă rezultată, ionii K+ și Cl- nu interacționează, prin urmare, excluzându-i, obținem o scurtă ecuație ionico-moleculară:
Ba2+ + SO42- = BaSO4,
Săgeata indică faptul că substanța rezultată precipită.
Ecuațiile ionice pot reprezenta orice reacții care apar în soluții între electroliți. Mai mult, esența oricărei reacții chimice este reflectată tocmai de o scurtă ecuație ion-moleculară. Pe baza ecuației ion-moleculare, se poate scrie cu ușurință o ecuație moleculară.
Exemplul 2 Potriviți ecuația moleculară cu următoarea ecuație ion-moleculară: 2H+ + S2- = H2S.
Soluție: Ionii de hidrogen se formează în timpul disocierii oricărui acid puternic, cum ar fi HCI. Doi ioni de clorură trebuie adăugați la ionii de hidrogen din ecuația ionică scurtă. La ionii de sulfură trebuie adăugați cationi (de exemplu, 2K+), formând un electrolit solubil, bine disociat. Apoi aceiași ioni trebuie să fie înscriși pe partea dreaptă. Atunci ecuațiile complete ion-moleculare și moleculare vor avea forma:
- 2H+ + 2Cl- + 2K+ + S2- = H2S + 2K+ + 2Cl-
- 2 HCl + K2S = H2S + 2 KCl-
Subiecte ale codificatorului USE:Disocierea electrolitică a electroliților în soluții apoase. Electroliți puternici și slabi.
– Acestea sunt substanțe ale căror soluții și topituri conduc curentul electric.
Curentul electric este mișcarea ordonată a particulelor încărcate sub influența unui câmp electric. Astfel, există particule încărcate în soluții sau topituri de electroliți. În soluțiile de electroliți, de regulă, conductivitatea electrică se datorează prezenței ionilor.
ionii sunt particule încărcate (atomi sau grupuri de atomi). Separați ionii încărcați pozitiv cationi) și ioni încărcați negativ ( anionii).
Disocierea electrolitică - Acesta este procesul de descompunere a electrolitului în ioni în timpul dizolvării sau topirii acestuia.
Substanțe separate - electrolitiȘi neelectroliţi. LA neelectroliţi includ substanțe cu o legătură covalentă nepolară puternică (substanțe simple), toți oxizii (care sunt chimic nu interacționează cu apa), majoritatea substanțelor organice (cu excepția compușilor polari - acizii carboxilici, sărurile acestora, fenolii) sunt aldehide, cetone, hidrocarburi, carbohidrați.
LA electroliti includ unele substanțe cu o legătură polară covalentă și substanțe cu o rețea cristalină ionică.
Care este esența procesului de disociere electrolitică?
Puneți câteva cristale de clorură de sodiu într-o eprubetă și adăugați apă. După un timp, cristalele se vor dizolva. Ce s-a întâmplat?
Clorura de sodiu este o substanță cu o rețea cristalină ionică. Cristalul de NaCl este format din ioni Na +și Cl- . În apă, acest cristal se descompune în unități structurale - ioni. În acest caz, legăturile chimice ionice și unele legături de hidrogen dintre moleculele de apă se rup. Ionii de Na + și Cl - care intră în apă interacționează cu moleculele de apă. În cazul ionilor de clorură se poate vorbi despre atracția electrostatică a moleculelor de apă dipolare (polare) față de anionul de clor, iar în cazul cationilor de sodiu se apropie de natura donor-acceptor (când perechea de electroni a atomului de oxigen). este plasat pe orbitalii liberi ai ionului de sodiu). Ionii înconjurați de molecule de apă sunt acoperițiînveliș de hidratare.
Disocierea clorurii de sodiu este descrisă de ecuația:
NaCl \u003d Na + + Cl -
Când compușii cu o legătură polară covalentă sunt dizolvați în apă, moleculele de apă, care înconjoară molecula polară, întind mai întâi legătura în ea, crescându-i polaritatea, apoi o despart în ioni, care sunt hidratați și distribuiti uniform în soluție. De exemplu, acidul clorhidric se disociază în ioni, după cum urmează: HCl \u003d H + + Cl -.
În timpul topirii, când cristalul este încălzit, ionii încep să facă vibrații intense în nodurile rețelei cristaline, în urma cărora se prăbușește, se formează o topitură, care constă din ioni.
Procesul de disociere electrolitică se caracterizează prin gradul de disociere a moleculelor substanței:
Gradul de disociere este raportul dintre numărul de molecule disociate (degradate) și numărul total de molecule de electroliți. Adică, ce proporție din moleculele substanței originale se descompune în ioni într-o soluție sau topitură.
α=N prodis /N ref, unde:
N prodis este numărul de molecule disociate,
N ref este numărul inițial de molecule.
În funcție de gradul de disociere, electroliții sunt împărțiți în puternicȘi slab.
Electroliți puternici (α≈1):
1. Toate sărurile solubile (inclusiv sărurile acizilor organici - acetat de potasiu CH 3 COOK, formiat de sodiu HCOONa etc.)
2. Acizi tari: HCl, HI, HBr, HNO3, H2SO4 (în prima etapă), HClO4 şi alţii;
3. Alcaline: NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.
Electroliți puternici se descompun în ioni aproape complet în soluții apoase, dar numai în. În soluții, chiar și electroliții puternici se pot descompune doar parțial. Acestea. gradul de disociere al electroliților puternici α este aproximativ egal cu 1 numai pentru soluțiile nesaturate de substanțe. În soluții saturate sau concentrate, gradul de disociere al electroliților puternici poate fi mai mic sau egal cu 1: α≤1.
Electroliți slabi (α<1):
1. Acizi slabi, incl. organic;
2. Baze insolubile și hidroxid de amoniu NH4OH;
3. Săruri insolubile și unele puțin solubile (în funcție de solubilitate).
Non-electroliți:
1. Oxizii care nu interacționează cu apa (oxizii care interacționează cu apa, atunci când sunt dizolvați în apă, intră într-o reacție chimică pentru a forma hidroxizi);
2. Substanțe simple;
3. Majoritatea substanțelor organice cu legături slab polare sau nepolare (aldehide, cetone, hidrocarburi etc.).
Cum se disociază substanțele? după gradul de disociere puternicȘi slab electroliti.
Electroliți puternici disociază complet (în soluții saturate), într-o singură etapă, toate moleculele se descompun în ioni, aproape ireversibil. Vă rugăm să rețineți că în timpul disocierii în soluție se formează numai ionii stabili. Cei mai obișnuiți ioni pot fi găsiți în tabelul de solubilitate - foaia de cheat oficial la orice examen. Gradul de disociere al electroliților puternici este aproximativ egal cu 1. De exemplu, în timpul disocierii fosfatului de sodiu, se formează ioni de Na + și PO 4 3–:
Na 3 PO 4 → 3Na + + PO 4 3-
NH 4 Cr(SO 4) 2 → NH 4 + + Cr 3+ + 2SO 4 2–
Disociere electroliți slabi : acizi polibazici și baze poliacide se întâmplă treptat și reversibil. Acestea. în timpul disocierii electroliților slabi, doar o parte foarte mică din particulele inițiale se descompune în ioni. De exemplu, acidul carbonic:
H 2 CO 3 ↔ H ++ + HCO 3 -
HCO 3 – ↔ H + + CO 3 2–
Hidroxidul de magneziu se disociază și în 2 pași:
Mg (OH) 2 ⇄ Mg (OH) + OH -
Mg(OH) + ⇄ Mg 2+ + OH -
Sărurile acide se disociază și ele in trepte, se rup mai întâi legăturile ionice, apoi cele polare covalente. De exemplu, carbonat acid de potasiu și hidroxoclorura de magneziu:
KHCO 3 ⇄ K + + HCO 3 – (α=1)
HCO 3 – ⇄ H + + CO 3 2– (α< 1)
Mg(OH)Cl ⇄ MgOH + + Cl – (α=1)
MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH - (α<< 1)
Gradul de disociere al electroliților slabi este mult mai mic decât 1: α<<1.
Principalele prevederi ale teoriei disocierii electrolitice sunt astfel:
1. Când sunt dizolvați în apă, electroliții se disociază (se descompun) în ioni.
2. Motivul disocierii electroliților în apă este hidratarea acesteia, adică. interacțiunea cu moleculele de apă și ruperea unei legături chimice din aceasta.
3. Sub influența unui câmp electric extern, ionii încărcați pozitiv se deplasează către un electrod încărcat pozitiv - catod, ei se numesc cationi. Electronii încărcați negativ se deplasează spre electrodul negativ - anodul. Se numesc anioni.
4. Disocierea electrolitică are loc reversibil pentru electroliții slabi și practic ireversibilă pentru electroliții puternici.
5. Electroliții se pot disocia în ioni în grade diferite, în funcție de condițiile externe, concentrația și natura electrolitului.
6. Proprietățile chimice ale ionilor diferă de proprietățile substanțelor simple. Proprietățile chimice ale soluțiilor de electroliți sunt determinate de proprietățile acelor ioni care se formează din aceasta în timpul disocierii.
Exemple.
1. Cu disocierea incompletă a 1 mol de sare, numărul total de ioni pozitivi și negativi din soluție a fost de 3,4 moli. Formula sării - a) K 2 S b) Ba (ClO 3) 2 c) NH 4 NO 3 d) Fe (NO 3) 3
Soluţie: pentru început, vom determina puterea electroliților. Acest lucru se poate face cu ușurință din tabelul de solubilitate. Toate sărurile date în răspunsuri sunt solubile, adică. electroliți puternici. În continuare, notăm ecuațiile de disociere electrolitică și, folosind ecuația, determinăm numărul maxim de ioni din fiecare soluție:
dar) K 2 S ⇄ 2K + + S 2– , cu descompunerea completă a 1 mol de sare, se formează 3 moli de ioni, mai mult de 3 moli de ioni nu vor funcționa în niciun fel;
b) Ba(ClO 3) 2 ⇄ Ba 2+ + 2ClO 3 -, din nou, în timpul descompunerii a 1 mol de sare, se formează 3 moli de ioni, mai mult de 3 moli de ioni nu se formează în niciun fel;
în) NH 4 NO 3 ⇄ NH 4 + + NO 3 -, în timpul descompunerii a 1 mol de azotat de amoniu, se formează cât mai mult posibil 2 moli de ioni, nu se formează în niciun fel mai mult de 2 moli de ioni;
G) Fe(NO 3) 3 ⇄ Fe 3+ + 3NO 3 -, cu descompunerea completă a 1 mol de azotat de fier (III) se formează 4 moli de ioni. Prin urmare, cu descompunerea incompletă a 1 mol de azotat de fier, este posibilă formarea unui număr mai mic de ioni (descompunerea incompletă este posibilă într-o soluție de sare saturată). Prin urmare, opțiunea 4 ni se potrivește.
Soluțiile apoase ale anumitor substanțe sunt conductoare de curent electric. Aceste substanțe sunt clasificate ca electroliți. Electroliții sunt acizi, baze și săruri, topituri ale anumitor substanțe.
DEFINIȚIE
Procesul de descompunere a electroliților în ioni în soluții apoase și se topește sub acțiunea unui curent electric se numește disocierea electrolitică.
Soluțiile unor substanțe din apă nu conduc electricitatea. Astfel de substanțe se numesc non-electroliți. Acestea includ mulți compuși organici, cum ar fi zahărul și alcoolii.
Teoria disocierii electrolitice
Teoria disocierii electrolitice a fost formulată de omul de știință suedez S. Arrhenius (1887). Principalele prevederi ale teoriei lui S. Arrhenius:
- electroliţii, dizolvaţi în apă, se descompun (se disociază) în ioni încărcaţi pozitiv şi negativ;
- sub acţiunea unui curent electric, ionii încărcaţi pozitiv se deplasează spre catod (cationi), iar cei încărcaţi negativ se deplasează spre anod (anioni);
— disocierea este un proces reversibil
KA ↔ K + + A −
Mecanismul disocierii electrolitice constă în interacțiunea ion-dipol dintre ioni și dipolii de apă (Fig. 1).
Orez. 1. Disocierea electrolitică a soluției de clorură de sodiu
Substanțele cu o legătură ionică se disociază cel mai ușor. În mod similar, disocierea are loc în moleculele formate în funcție de tipul de legătură covalentă polară (natura interacțiunii este dipol-dipol).
Disocierea acizilor, bazelor, sărurilor
În timpul disocierii acizilor, se formează întotdeauna ioni de hidrogen (H +), sau mai bine zis, ioni de hidroniu (H 3 O +), care sunt responsabili de proprietățile acizilor (gust acru, acțiunea indicatorilor, interacțiunea cu bazele etc. .).
HNO 3 ↔ H ++ + NO 3 -
În timpul disocierii bazelor, se formează întotdeauna ioni de hidrogen hidroxid (OH -), care sunt responsabili de proprietățile bazelor (decolorarea indicatorilor, interacțiunea cu acizii etc.).
NaOH ↔ Na + + OH −
Sărurile sunt electroliți, în timpul disocierii cărora se formează cationi metalici (sau cation de amoniu NH 4 +) și anioni de reziduuri acide.
CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl -
Acizii polibazici și bazele se disociază în trepte.
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - (etapa I)
HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (etapa II)
Ca (OH) 2 ↔ + + OH - (etapa I)
+ ↔ Ca 2+ + OH -
Gradul de disociere
Dintre electroliți se disting soluțiile slabe și puternice. Pentru a caracteriza această măsură, există conceptul și amploarea gradului de disociere (). Gradul de disociere este raportul dintre numărul de molecule disociate în ioni și numărul total de molecule. adesea exprimată în %.
Electroliții slabi includ substanțe în care, într-o soluție decimolară (0,1 mol / l), gradul de disociere este mai mic de 3%. Electroliții puternici includ substanțe în care, într-o soluție decimolară (0,1 mol / l), gradul de disociere este mai mare de 3%. Soluțiile de electroliți puternici nu conțin molecule nedisociate, iar procesul de asociere (asociere) duce la formarea de ioni hidratați și perechi de ioni.
Gradul de disociere este influențat în special de natura solventului, natura solutului, temperatură (la electroliții puternici, gradul de disociere scade odată cu creșterea temperaturii, iar pentru electroliții slabi trece printr-un maxim în intervalul de temperatură de 60°C). o C), concentrația soluțiilor, introducerea ionilor cu același nume în soluție.
Electroliți amfoteri
Există electroliți care, la disociere, formează atât ioni H + cât și OH -. Astfel de electroliți sunt numiți amfoteri, de exemplu: Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2, Al (OH) 3, Cr (OH) 3 etc.
H + +RO − ↔ ROH ↔ R + + OH −
Ecuații ale reacțiilor ionice
Reacțiile în soluții apoase de electroliți sunt reacții între ioni - reacții ionice care sunt scrise folosind ecuații ionice în forme moleculare, ionice complete și ionice reduse. De exemplu:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (forma moleculară)
Ba 2+ + 2 Cl − + 2 N / A+ + SO 4 2- = BaS0 4 ↓ + 2 N / A + + 2 Cl− (forma ionică completă)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (forma ionică prescurtată)
valoare PH
Apa este un electrolit slab, astfel încât procesul de disociere continuă într-o mică măsură.
H 2 O ↔ H + + OH -
Legea acțiunii masei poate fi aplicată oricărui echilibru și expresia constantei de echilibru poate fi scrisă:
K = /
Prin urmare, concentrația de echilibru a apei este o valoare constantă.
K = = KW
Aciditatea (bazicitatea) unei soluții apoase este convenabil exprimată în termeni de logaritmul zecimal al concentrației molare a ionilor de hidrogen, luate cu semnul opus. Această valoare se numește valoarea pH (pH).
Toate substanțele sunt împărțite în două grupe mari: electrolitiȘi neelectroliţi.
electroliti sunt substanțe (cu excepția metalelor) ale căror soluții sau topituri conduc curentul electric. Electroliții sunt compuși formați din legături polare ionice sau covalente. Acestea sunt substanțe complexe: săruri, baze, acizi, oxizi de metal (ele conduc curentul electric doar în topituri).
Non-electroliți Substanțele se numesc substanțe ale căror soluții sau topituri nu conduc curentul electric. Acestea includ substanțe simple și complexe formate din legături covalente cu polare scăzute sau nepolare.
Proprietățile soluțiilor și topiturii electroliților au fost explicate pentru prima dată la sfârșitul secolului al XIX-lea de către omul de știință suedez Svante Arrhenius. Au creat un special teoria disocierii electrolitice , ale căror principale prevederi, modificate și dezvoltate de alți oameni de știință, sunt în prezent formulate după cum urmează.
1. Moleculele (sau unitățile de formulă) de electroliți din soluții sau topituri se descompun în ioni încărcați pozitiv și negativ. Acest proces se numește disociere electrolitică. Suma totală a sarcinilor ionilor pozitivi este egală cu suma sarcinilor ionilor negativi, astfel încât soluțiile sau topiturile electroliților rămân în general neutre din punct de vedere electric. Ionii pot fi simplu , constând dintr-un singur atom (Na +, Cu 2+, Cl -, S 2-) și complex , format din atomi ai mai multor elemente (SO 4 2–, PO 4 3–, NH 4 +, –).
Ionii simpli în proprietățile lor fizice, chimice și fiziologice diferă semnificativ de atomii neutri din care au fost formați. În primul rând, ionii sunt particule mult mai stabile decât atomii neutri și pot exista în soluții sau topituri pentru un timp nelimitat fără interacțiune ireversibilă cu mediul.
O astfel de diferență în proprietățile atomilor și ionilor aceluiași element se explică prin structura electronică diferită a acestor particule.
Deci, ionii simpli ai elementelor s și p sunt într-o stare mai stabilă decât atomii neutri, deoarece au o configurație electronică completă a stratului exterior, de exemplu:
Descompunerea electroliților în ioni în topituri se realizează datorită acțiunii temperaturilor ridicate, iar în soluții datorită acțiunii moleculelor de solvent.
O caracteristică a compușilor ionici este că există ioni gata pregătiți în nodurile rețelei lor cristaline, iar în procesul de dizolvare a unor astfel de substanțe, dipolii solventului (apa) nu pot decât să distrugă această rețea ionică (Fig. 18).
Substanțele formate prin legături covalente polare intră în soluție sub formă de molecule individuale, care, ca și moleculele de H 2 O, sunt dipoli, de exemplu:
+ –
În acest caz, dipolii H 2 O, orientându-se în mod corespunzător în jurul moleculei de electrolit dizolvate, provoacă polarizarea suplimentară a legăturii covalente din aceasta și apoi ruptura finală heterolitică (Fig. 29).
H–ClH + +Cl
Orez. 29. Schema de disociere electrolitică într-o soluție a unei molecule polare de HCI
Procesul de disociere electrolitică are loc concomitent cu procesul de dizolvare a substanțelor și, prin urmare, în soluții toți ionii sunt în stare hidratată (înconjurați de învelișuri de molecule de H 2 O).
Cu toate acestea, pentru simplitate, în ecuațiile reacțiilor chimice, ionii sunt reprezentați fără învelișuri de hidratare care îi înconjoară: H +, NO 3 -, K + etc.
2. Ionii de electroliți într-o soluție sau topitură datorită mișcării termice se mișcă aleatoriu în toate direcțiile. Dar dacă electrozii sunt coborâți în soluție sau se topesc și trece un curent electric, atunci ionii electroliți încărcați pozitiv încep să se deplaseze către electrodul încărcat negativ - catodul (de aceea sunt numiți altfel).cationi), iar ionii încărcați negativ - la un electrod încărcat pozitiv - anodul (prin urmare sunt numiți diferitanionii).
Astfel, electroliții sunt conductori de al doilea fel. Ei poartă o sarcină electrică datorită mișcării direcționate a ionilor. Metalele sunt conductoare de primul fel, deoarece. conduc un curent electric datorită mișcării direcționate a electronilor.
3. Procesul de disociere electrolitică este reversibil. Odată cu dezintegrarea moleculelor în ioni, are loc întotdeauna procesul invers - combinarea ionilor în molecule sau asociere. Prin urmare, în ecuațiile reacțiilor de disociere electrolitică a substanțelor, în loc de semnul egal „=" puneți semnul de reversibilitate „”, de exemplu:
Substanțele-electroliții, atunci când sunt dizolvați în apă, se descompun în particule încărcate - ioni. Fenomenul invers este molarizarea sau asocierea. Formarea ionilor este explicată prin teoria disocierii electrolitice (Arrhenius, 1887). Mecanismul de descompunere a compușilor chimici în timpul topirii și dizolvării este influențat de caracteristicile tipurilor de legături chimice, de structura și natura solventului.
Electroliți și neconductori
În soluții și topituri are loc distrugerea rețelelor cristaline și a moleculelor - disociere electrolitică (DE). Descompunerea substanțelor este însoțită de formarea de ioni, apariția unei proprietăți precum conductivitatea electrică. Nu orice compus este capabil să se disocieze, ci doar substanțele care constau inițial din ioni sau particule extrem de polare. Prezența ionilor liberi explică proprietatea electroliților de a conduce curentul. Bazele, sărurile, mulți acizi anorganici și unii organici au această capacitate. Neconductorii sunt formați din molecule cu polaritate scăzută sau nepolarizate. Nu se descompun în ioni, fiind neelectroliți (mulți compuși organici). Purtătorii de sarcină sunt ioni pozitivi și negativi (cationi și anioni).
Rolul lui S. Arrhenius și al altor chimiști în studiul disocierii
Teoria disocierii electrolitice a fost fundamentată în 1887 de un om de știință suedez S. Arrhenius. Dar primele studii ample ale proprietăților soluțiilor au fost efectuate de omul de știință rus M. Lomonosov. A contribuit la studiul particulelor încărcate rezultate din dizolvarea substanțelor, T. Grotgus și M. Faraday, R. Lenz. Arrhenius a demonstrat că mulți compuși anorganici și unii organici sunt electroliți. Omul de știință suedez a explicat conductivitatea electrică a soluțiilor prin descompunerea materiei în ioni. Teoria disocierii electrolitice a lui Arrhenius nu a acordat importanță participării directe a moleculelor de apă la acest proces. Oamenii de știință ruși Mendeleev, Kablukov, Konovalov și alții credeau că are loc solvația - interacțiunea dintre un solvent și o substanță dizolvată. Când vine vorba de sistemele de apă, se folosește denumirea de „hidratare”. Acesta este un proces fizic și chimic complex, evidențiat prin formarea de hidrați, fenomene termice, modificarea culorii substanței și apariția unui precipitat.
Prevederi de bază ale teoriei disocierii electrolitice (TED)
Mulți oameni de știință au lucrat pentru a rafina teoria lui S. Arrhenius. A necesitat îmbunătățirea sa, ținând cont de datele moderne despre structura atomului, legătura chimică. Sunt formulate principalele prevederi ale TED, care diferă de tezele clasice de la sfârșitul secolului al XIX-lea:
Fenomenele care apar trebuie luate în considerare la întocmirea ecuațiilor: se aplică un semn special al unui proces reversibil, se calculează sarcinile negative și pozitive: acestea trebuie să fie aceleași în total.
Mecanismul DE a substanțelor ionice
Teoria modernă a disocierii electrolitice ia în considerare structura substanțelor-electroliți și solvenți. La dizolvare, legăturile dintre particulele încărcate opus din cristalele ionice sunt distruse sub influența moleculelor polare de apă. Ei literalmente „trag” ionii din masa totală în soluție. Dezintegrarea este însoțită de formarea unei învelișuri de solvat (în apă - hidrat) în jurul ionilor. Pe lângă apă, cetonele și alcoolii inferiori au o constantă dielectrică crescută. În timpul disocierii clorurii de sodiu în ioni Na + și Cl -, se înregistrează etapa inițială, care este însoțită de orientarea dipolilor de apă în raport cu ionii de suprafață din cristal. În etapa finală, ionii hidratați sunt eliberați și difuzați în lichid.
Mecanismul ED al compușilor cu o legătură covalentă foarte polară
Moleculele de solvent afectează elementele structurii cristaline a substanțelor neionice. De exemplu, acțiunea dipolilor de apă asupra acidului clorhidric duce la o schimbare a tipului de legătură în moleculă de la polar covalent la ionic. Substanța se disociază, hidrogenul hidratat și ionii de clor intră în soluție. Acest exemplu demonstrează importanța acelor procese care au loc între particulele de solvent și compusul dizolvat. Această interacțiune duce la formarea ionilor de electroliți.
Teoria disocierii electrolitice și principalele clase de compuși anorganici
În lumina prevederilor de bază ale TED, un acid poate fi numit electrolit, în timpul dezintegrarii căruia, din ionii pozitivi, poate fi detectat doar protonul H +. Disocierea bazei este însoțită de formarea sau eliberarea din rețeaua cristalină numai a anionului OH și a cationului metalic. O sare normală, atunci când este dizolvată, dă un ion metalic pozitiv și un reziduu acid negativ. Sarea bazică se distinge prin prezența a două tipuri de anioni: o grupă OH și un reziduu acid. Într-o sare acidă, printre cationi sunt prezente doar hidrogenul și un metal.
Puterea electroliților
Pentru a caracteriza starea unei substanțe într-o soluție, se folosește o mărime fizică - gradul de disociere (α). Valoarea sa se găsește din raportul dintre numărul de molecule descompuse și numărul lor total în soluție. Adâncimea de disociere este determinată de diferite condiții. Proprietățile dielectrice ale solventului și structura compusului dizolvat sunt importante. De obicei, gradul de disociere scade cu creșterea concentrației și crește cu creșterea temperaturii. Adesea, gradul de disociere al unei anumite substanțe este exprimat în fracții de unitate.
Clasificarea electroliților
Teoria disocierii electrolitice de la sfârșitul secolului al XIX-lea nu conținea prevederi privind interacțiunea ionilor în soluție. Efectul moleculelor de apă asupra distribuției cationilor și anionilor i s-a părut nesemnificativ lui Arrhenius. Ideile lui Arrhenius despre electroliții puternici și slabi erau formale. Pe baza prevederilor clasice, puteți obține valoarea α = 0,75-0,95 pentru electroliții puternici. Experimentele au demonstrat ireversibilitatea disocierii lor (α → 1). Sărurile solubile, acizii sulfuric și clorhidric, alcaliile se descompun aproape complet în ioni. Acizii sulfuros, azotos, fluorhidric, ortofosforici se disociază parțial. Siliciul, acizii acetici, hidrogenul sulfurat și acizii carbonici, hidroxidul de amoniu, bazele insolubile sunt considerați electroliți slabi. Apa este, de asemenea, considerată un electrolit slab. O mică parte din moleculele de H2O se disociază, iar molarizarea ionilor are loc simultan.
