Pravljice

Popolna disociacija. Teorija električne disociacije. Stopnja elektrolitične disociacije

Vse snovi glede na sposobnost prevajanja električnega toka v raztopini ali v staljenem stanju lahko razdelimo v dve skupini: elektroliti in neelektroliti.

Elektroliti imenujemo snovi, katerih raztopine ali taline prevajajo električni tok. Elektroliti vključujejo kisline, baze in soli.

Neelektroliti imenujemo snovi, katerih raztopine ali taline ne prevajajo električnega toka. Na primer, veliko organskih snovi.

Sposobnost elektrolitov (prevodnikov druge vrste), da prevajajo električni tok, se bistveno razlikuje od električne prevodnosti kovin (prevodnikov prve vrste): električna prevodnost kovin je posledica gibanja elektronov, električna prevodnost pa je posledica gibanja elektronov. elektroliti so povezani s gibanjem ionov.

Ugotovljeno je bilo, da so v raztopinah kislin, baz in soli eksperimentalno ugotovljene vrednosti p, tcryst., Tboil., Posm višje od tistih, ki so teoretično izračunane za isto raztopino glede na njeno molsko koncentracijo v jaz enkrat ( jaz- izotonični koeficient). Poleg tega se je število delcev v raztopini NaCl povečalo skoraj 2-krat, v raztopini CaCl2 pa - 3-krat.

Za razlago značilnosti obnašanja elektrolitov je švedski znanstvenik S. Arrhenius leta 1887 predlagal teorijo, imenovano teorija elektrolitske disociacije... Bistvo teorije je naslednje:

1. Pri raztapljanju v vodi se elektroliti razgradijo (disociirajo) na nabite delce (ione) - pozitivno nabite katione (Na +, K +, Ca2 +, H +) in negativno nabite anione (Cl-, SO42-, CO32-, OH -). Lastnosti ionov so popolnoma drugačne od lastnosti atomov, ki so jih tvorili. Imenuje se razgradnja nevtralne snovi na ione kot posledica kemične interakcije s topilom elektrolitična disociacija.
2. Pod delovanjem električnega toka ioni pridobijo usmerjeno gibanje: kationi se premaknejo na negativno nabito elektrodo (katodo), anioni - na pozitivno nabito elektrodo (anodo).
3. Disociacija je reverzibilen in ravnotežen proces. To pomeni, da vzporedno z razpadom molekul na ione (disociacija) poteka proces združevanja ionov v molekule (asociacija): CA K + + A-.
4. V raztopini so ioni v hidratiziranem stanju.

Za kvantitativno oceno elektrolitske disociacije se uporablja koncept stopnja elektrolitske disociacije() je razmerje med številom molekul, razgrajenih na ione, in skupnim številom raztopljenih molekul. Stopnja disociacije se določi empirično in je izražena v ulomkih ali odstotkih. Stopnja elektrolitske disociacije je odvisna od narave topila in topljenca, temperature in koncentracije raztopine:

1. Bolj polarno je topilo, višja je stopnja disociacije elektrolita v njem.
2. Snovi z ionsko in kovalentno polarno vezjo so podvržene disociaciji.
3. Zvišanje temperature, poveča disociacijo šibkih elektrolitov.
4. Z zmanjšanjem koncentracije elektrolita (z redčenjem) se stopnja disociacije poveča.

Glede na velikost stopnje disociacije so elektroliti (pri koncentraciji njihovih raztopin 0,1 M) običajno razdeljeni na:

Glede na vrsto ionov, ki nastanejo pri disociaciji, lahko vse elektrolite razdelimo na kisline, baze in soli.

Kislina- elektroliti, ki se disociirajo s tvorbo samo H + kationov in kislinskega ostanka (Cl- - klorid, NO3- - nitrat, SO42- - sulfat, HCO3 bikarbonat, CO32 karbonat). Na primer: НСl Н ++ Сl-, H2SO4 2Н ++ SO42-.

Prisotnost v kislinskih raztopinah vodikovega iona, natančneje, hidriranega iona H3O +, določa splošne lastnosti kislin (kisel okus, učinek na indikatorje, interakcija z alkalijami, interakcija s kovinami s sproščanjem vodika itd.).

V polibazičnih kislinah se disociacija zgodi postopoma, za vsak korak pa je značilna lastna velikost stopnje disociacije. Torej, fosforjeva kislina disociira v treh korakih:

I. faza	H3РО4 Н + + H2РО4-
II stopnja	H2РО4- Н + + HРО42-
III stopnja	HPO42- H + + PO43-

in 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.

Temelji- elektroliti, ki disociirajo, da tvorijo samo hidroksidne ione (OH-) kot anione. Po odstranitvi OH- ostanejo kationi: Na +, Ca2 +, NH4 +. Na primer: NaOH Na + + OH-, Ca (OH) 2 Ca2 + + 2 OH-.

Splošne lastnosti baz (milastost na otip, delovanje na indikator, interakcija s kislinami itd.) so določene s prisotnostjo OH-hidrokso skupine v bazičnih raztopinah.

Za multi-kislinske baze je značilna stopenjska disociacija:

I. faza	Ва (ОН) 2 Ва (ОН) + + ОН-
II stopnja	Ba (OH) + Ba2 + + OH-

Disociacija amfoternih hidroksidov poteka tako kot baza kot kot kislina. Torej lahko disociacija cinkovega hidroksida poteka v naslednjih smereh (v tem primeru se ravnotežje premakne glede na medij po principu Le Chatelier):

sol- to so elektroliti, ki disociirajo na kovinske katione (ali skupine, ki jih nadomeščajo) in anione kislinskega ostanka.

Srednje soli se popolnoma disociirajo: CuSO4 Cu2 + + SO42-. Za razliko od srednjih soli se kisle in bazične soli disociirajo v korakih:

I. faza	NaHCO3 Na + + HCO3-	Сu (ОН) Cl Сu (ОН) + + Cl-
II stopnja	НСО3- Н + + СО32-	Cu (OH) + Cu2 + + OH-,

poleg tega je stopnja disociacije soli v drugi fazi zelo majhna.

Izmenjevalne reakcije v raztopinah elektrolitov so reakcije med ioni. Pomemben pogoj za potek izmenjave v raztopinah elektrolitov je tvorba šibko disociacijskih spojin ali spojin, ki se iz raztopine sproščajo v obliki oborine ali plina.

Pri pisanju enačb reakcij v ionsko-molekularni obliki se zapišejo šibko disociacijske, plinaste in težko topne spojine v obliki molekule, in topni močni elektroliti - v obliki ioni. Pri pisanju ionskih enačb obvezno upoštevajte tabelo topnosti kislin, baz in soli v vodi (Dodatek A).

Razmislimo o načinu pisanja ionskih enačb na primerih.

Primer 1. Napišite reakcijsko enačbo v ionsko-molekularni obliki:

ВаСl2 + K2SО4 = ВаSО4 + 2KСl

Rešitev: Soli so močni elektroliti in skoraj popolnoma disociirajo na ione. Ker je BaSO4 praktično netopna spojina (glej tabelo v Dodatku A), bo večina barijevega sulfata v nedisociirani obliki, zato bomo to snov zapisali v obliki molekul, preostale soli pa so topne. , v obliki ionov:

Ba2 + + 2Сl- + 2K + + SO42- = BaSО4 + 2K + + 2Сl-

Kot je razvidno iz dobljene popolne ionsko-molekularne enačbe, ioni K + in Сl- ne medsebojno delujejo, zato, če jih izključimo, dobimo kratko ionsko-molekularno enačbo:

Ba2 + + SO42- = BaSO4,

Puščica označuje, da je nastala snov oborjena.

Vse reakcije, ki se pojavljajo v raztopinah med elektroliti, lahko predstavimo z ionskimi enačbami. Poleg tega se bistvo vsake kemijske reakcije natančno odraža v kratki ionsko-molekularni enačbi. Na podlagi ionsko-molekularne enačbe lahko enostavno napišete molekularno enačbo.

Primer 2. Povežite molekularno enačbo z naslednjo ionsko molekularno enačbo: 2H + + S2- = H2S.

Rešitev: vodikovi ioni nastanejo z disociacijo katere koli močne kisline, kot je HCl. Vodikovim ionom v kratki ionski enačbi je treba dodati dva klorova iona. Sulfidnim ionom je treba dodati katione (na primer 2K +), ki tvorijo topen, dobro disociacijski elektrolit. Nato morajo biti enaki ioni napisani na desni strani. Potem bodo imele popolne ionsko-molekularne in molekularne enačbe obliko:

2Н + + 2Сl- + 2K + + S2- = Н2S + 2K + + 2Сl-
2 НСl + K2S = Н2S + 2 KСl-

Teme kodifikatorja USE:Elektrolitična disociacija elektrolitov v raztopinah za injiciranje. Močni in šibki elektroliti.

– to so snovi, katerih raztopine in taline prevajajo električni tok.

Električni tok je urejeno gibanje nabitih delcev pod vplivom električnega polja. Tako so v raztopinah ali staljenih elektrolitih nabiti delci. V raztopinah elektrolitov je električna prevodnost praviloma posledica prisotnosti ionov.

Jonah So nabiti delci (atomi ali skupine atomov). Ločite pozitivno nabite ione ( kationov) in negativno nabiti ioni ( anionov).

Elektrolitična disociacija - To je proces razgradnje elektrolita na ione med njegovim raztapljanjem ali taljenjem.

Ločene snovi - elektroliti in neelektroliti... TO neelektroliti vključujejo snovi z močno kovalentno nepolarno vezjo (preproste snovi), vse okside (ki so kemično ne medsebojno delujejo z vodo), večina organskih snovi (razen polarnih spojin - karboksilne kisline, njihove soli, fenoli) - aldehidi, ketoni, ogljikovodiki, ogljikovi hidrati.

TO elektroliti vključujejo nekatere snovi s kovalentno polarno vezjo in snovi z ionsko kristalno mrežo.

Kaj je bistvo procesa elektrolitske disociacije?

V epruveto damo nekaj kristalov natrijevega klorida in dodamo vodo. Čez nekaj časa se bodo kristali raztopili. Kaj se je zgodilo?
Natrijev klorid je snov z ionsko kristalno mrežo. Kristal NaCl je sestavljen iz ionov Na+ in Cl - ... V vodi se ta kristal razgradi na strukturne enote, ione. V tem primeru razpadejo ionske kemične vezi in nekatere vodikove vezi med molekulami vode. Ioni Na + in Cl -, ujeti v vodi, medsebojno delujejo z vodnimi molekulami. Pri kloridnih ionih lahko govorimo o elektrostatičnem privlačenju dipolnih (polarnih) molekul vode na anion klora, pri natrijevih kationih pa se ta po naravi približuje donorsko-akceptorskemu (ko se elektronski par atoma kisika). se postavi na prazne orbitale natrijevega iona). Ioni, obdani z vodnimi molekulami, so pokritihidracijska lupina. Disociacija natrijevega klorida je opisana z enačbo:

NaCl = Na + + Cl -

Ko spojine s kovalentno polarno vezjo raztopimo v vodi, molekule vode, ki obkrožajo polarno molekulo, najprej raztegnejo vez v njej in povečajo njeno polarnost, nato jo razbijejo na ione, ki se hidrirajo in enakomerno porazdelijo v raztopini. Na primer, klorovodikov ksilot disociira v ione, kot sledi: HCl = H + + Cl -.

Med taljenjem, ko se kristal segreje, ioni začnejo izvajati intenzivne vibracije v vozliščih kristalne mreže, zaradi česar se uniči, nastane talina, ki je sestavljena iz ionov.

Za proces elektrolitske disociacije je značilna velikost stopnje disociacije molekul snovi:

Stopnja disociacije Je razmerje med številom disociiranih (razpadlih) molekul in skupnim številom molekul elektrolita. To pomeni, kateri delež molekul začetne snovi se v raztopini ali talini razgradi na ione.

α = N prodiss / N ref, kjer je:

N prodiss je število disociiranih molekul,

N ref je začetno število molekul.

Glede na stopnjo disociacije se elektroliti delijo na deljeno z močan in šibka.

Močni elektroliti (α≈1):

1. Vse topne soli (vključno s solmi organskih kislin - kalijev acetat CH 3 COOK, natrijev format HCOONa itd.)

2. Močne kisline: HCl, HI, HBr, HNO 3, H 2 SO 4 (v prvi fazi), HClO 4 itd.;

3. Alkalije: NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2.

Močni elektroliti v vodnih raztopinah skoraj popolnoma razpadejo na ione, vendar le v. V raztopinah se lahko tudi močni elektroliti le delno razgradijo. tiste. stopnja disociacije močnih elektrolitov α je približno enaka 1 le za nenasičene raztopine snovi. V nasičenih ali koncentriranih raztopinah je lahko stopnja disociacije močnih elektrolitov manjša ali enaka 1: α≤1.

Šibki elektroliti (α<1):

1. Šibke kisline, vklj. organski;

2. Netopne baze in amonijev hidroksid NH 4 OH;

3. Netopne in nekatere rahlo topne soli (odvisno od topnosti).

Neelektroliti:

1. Oksidi, ki ne sodelujejo z vodo (oksidi, ki sodelujejo z vodo, ko so raztopljeni v vodi, vstopijo v kemično reakcijo s tvorbo hidroksidov);

2. Preproste snovi;

3. Večina organskih snovi s šibko polarnimi ali nepolarnimi vezmi (aldehidi, ketoni, ogljikovodiki itd.).

Kako se snovi disociirajo? Razlikuje se stopnja disociacije močan in šibka elektroliti.

Močni elektroliti popolnoma disociirajo (v nasičenih raztopinah), v enem koraku vse molekule skoraj nepovratno razpadejo na ione. Upoštevajte, da se med disociacijo v raztopini tvorijo samo stabilni ioni. Najpogostejše ione najdete v tabeli topnosti - to je vaša uradna varalka za vsak izpit. Stopnja disociacije močnih elektrolitov je približno enaka 1. Med disociacijo natrijevega fosfata na primer nastanejo Na + in PO 4 3–:

Na 3 PO 4 → 3Na + + PO 4 3-

NH 4 Cr (SO 4) 2 → NH 4 + + Cr 3+ + 2SO 4 2–

Disociacija šibki elektroliti : polibazične kisline in polikislinske baze poteka postopoma in reverzibilno... tiste. pri disociaciji šibkih elektrolitov se le zelo majhen del začetnih delcev razgradi na ione. Na primer, ogljikova kislina:

H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 -

HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2–

Magnezijev hidroksid se tudi disociira v dveh stopnjah:

Mg (OH) 2 ⇄ Mg (OH) + OH -

Mg (OH) + ⇄ Mg 2+ + OH -

Disociirajo tudi kislinske soli po korakih, najprej se pretrgajo ionske vezi, nato kovalentne polarne. Na primer, kalijev hidrogenkarbonat in magnezijev hidroksiklorid:

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)

Stopnja disociacije šibkih elektrolitov je veliko manjša od 1: α<<1.

Glavne določbe teorije elektrolitične disociacije so:

1. Ko se elektroliti raztopijo v vodi, se disociirajo (razgradijo) na ione.

2. Razlog za disociacijo elektrolitov v vodi je njena hidracija, t.j. interakcijo z molekulami vode in prekinitev kemične vezi v njej.

3. Pod vplivom zunanjega električnega polja se pozitivno nabiti ioni premaknejo na pozitivno nabito elektrodo - katodo, imenujemo jih kationi. Negativno nabiti elektroni se premikajo proti negativni elektrodi – anodi. Imenujejo se anioni.

4. Elektrolitična disociacija se pojavi reverzibilno za šibke elektrolite in skoraj nepovratna za močne elektrolite.

5. Elektroliti se lahko razpadejo na ione do različnih stopenj, odvisno od zunanjih pogojev, koncentracije in narave elektrolita.

6. Kemične lastnosti ionov se razlikujejo od lastnosti preprostih snovi. Kemične lastnosti raztopin elektrolitov določajo lastnosti tistih ionov, ki nastanejo iz nje med disociacijo.

Primeri.

1. Pri nepopolni disociaciji 1 mol soli je bila skupna količina pozitivnih in negativnih ionov v raztopini 3,4 mola. Formula soli - a) K 2 S b) Ba (ClO 3) 2 c) NH 4 NO 3 d) Fe (NO 3) 3

Rešitev: Najprej določimo moč elektrolitov. To je mogoče enostavno narediti s pomočjo tabele topnosti. Vse soli, navedene v odgovorih, so topne, t.j. močni elektroliti. Nato zapišemo enačbe elektrolitske disociacije in z enačbo določimo največje število ionov v vsaki raztopini:

a) K 2 S ⇄ 2K + + S 2–, s popolnim razpadom 1 mol soli nastane 3 mol ionov, več kot 3 mol ionov ne bo delovalo na noben način;

b) Ba (ClO 3) 2 ⇄ Ba 2+ + 2ClO 3 -, spet, ko razpade 1 mol soli, nastane 3 mol ionov, več kot 3 mol ionov nikakor ne nastane;

v) NH 4 NO 3 ⇄ NH 4 + + NO 3 -, pri razgradnji 1 mol amonijevega nitrata nastane največ 2 mola ionov, več kot 2 mola ionov nikakor ne nastane;

G) Fe (NO 3) 3 ⇄ Fe 3+ + 3NO 3 -, s popolno razgradnjo 1 mol železovega (III) nitrata nastane 4 mol ionov. Zato je pri nepopolni razgradnji 1 mol železovega nitrata možna tvorba manjšega števila ionov (mogoča je nepopolna razgradnja v nasičeni raztopini soli). Zato nam 4. možnost ustreza.

Vodne raztopine nekaterih snovi so prevodniki električnega toka. Te snovi so razvrščene kot elektroliti. Elektroliti so kisline, baze in soli, taline določenih snovi.

DEFINICIJA

Proces razgradnje elektrolitov na ione v vodnih raztopinah in talinah pod delovanjem električnega toka imenujemo elektrolitična disociacija.

Raztopine nekaterih snovi v vodi ne prevajajo električne energije. Takšne snovi imenujemo neelektroliti. Ti vključujejo številne organske spojine, kot so sladkorji in alkoholi.

Teorija elektrolitične disociacije

Teorijo elektrolitske disociacije je oblikoval švedski znanstvenik S. Arrhenius (1887). Glavne določbe teorije S. Arrheniusa:

- elektroliti pri raztapljanju v vodi razpadejo (disociirajo) na pozitivno in negativno nabite ione;

- pod delovanjem električnega toka se pozitivno nabiti ioni premaknejo na katodo (kationi), negativno nabiti pa na anodo (anioni);

- disociacija je reverzibilen proces

KA ↔ K + + A -

Mehanizem elektrolitske disociacije je ion-dipolna interakcija med ioni in dipoli vode (slika 1).

riž. 1. Elektrolitična disociacija raztopine natrijevega klorida

Najlažje se disociirajo snovi z ionskimi vezmi. Podobno se disociacija pojavi v molekulah, ki jih tvori vrsta polarne kovalentne vezi (narava interakcije je dipol-dipol).

Disociacija kislin, baz, soli

Pri disociaciji kislin vedno nastanejo vodikovi ioni (H +), oziroma hidronij (H 3 O +), ki so odgovorni za lastnosti kislin (kisel okus, delovanje indikatorjev, interakcija z bazami itd. ).

HNO 3 ↔ H + + NO 3 -

Pri disociaciji baz vedno nastanejo ioni vodikovega hidroksida (OH -), ki so odgovorni za lastnosti baz (sprememba barve indikatorjev, interakcija s kislinami itd.).

NaOH ↔ Na + + OH -

Soli so elektroliti, pri katerih disociacija nastane kovinski kationi (ali amonijev kation NH 4 +) in anioni kislinskih ostankov.

CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl -

Polibazične kisline in baze se disociirajo v korakih.

H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - (I stopnja)

HSO 4 - ↔ H + + SO 4 2- (II stopnja)

Ca (OH) 2 ↔ + + OH - (I stopnja)

+ ↔ Ca 2+ + OH -

Stopnja disociacije

Med elektroliti ločimo šibke in močne raztopine. Za karakterizacijo tega ukrepa obstajata koncept in vrednost stopnje disociacije (). Stopnja disociacije je razmerje med številom molekul, disociiranih na ione, in skupnim številom molekul. pogosto izraženo v %.

Šibki elektroliti vključujejo snovi, pri katerih je v decimolarni raztopini (0,1 mol / l) stopnja disociacije manjša od 3%. Močni elektroliti vključujejo snovi, pri katerih je stopnja disociacije večja od 3% v decimolarni raztopini (0,1 mol / l). Raztopine močnih elektrolitov ne vsebujejo nedisociiranih molekul, proces združevanja (združevanja) pa vodi do tvorbe hidratiranih ionov in ionskih parov.

Na stopnjo disociacije vplivajo predvsem narava topila, narava topljenca, temperatura (pri močnih elektrolitih stopnja disociacije pada z naraščanjem temperature, pri šibkih elektrolitih pa prehaja skozi maksimum v temperaturnem območju 60 o C), koncentracija raztopin, vnos istoimenskih ionov v raztopino.

Amfoterni elektroliti

Obstajajo elektroliti, ki pri disociaciji tvorijo tako H + kot OH - ione. Takšni elektroliti se imenujejo amfoterni, na primer: Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2, Al (OH) 3, Cr (OH) 3 itd.

H + + RO - ↔ ROH ↔ R + + OH -

Ionske reakcijske enačbe

Reakcije v vodnih raztopinah elektrolitov so reakcije med ioni – ionske reakcije, ki so zapisane z uporabo ionskih enačb v molekularni, polni ionski in skrajšani ionski obliki. Na primer:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (molekularna oblika)

Ba 2+ + 2 Cl − + 2 Na+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 Na + + 2 Cl- (polna ionska oblika)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (skrajšana ionska oblika)

PH vrednost

Voda je šibek elektrolit, zato je disociacijski proces nepomemben.

H 2 O ↔ H + + OH -

Zakon delovanja mase lahko uporabimo za katero koli ravnotežje in izraz za konstanto ravnotežja lahko zapišemo:

K = /

Ravnotežna koncentracija vode je torej konstantna vrednost.

K = = K W

Kislost (bazičnost) vodne raztopine je primerno izraziti z decimalnim logaritmom molske koncentracije vodikovih ionov, vzetih z nasprotnim predznakom. Ta vrednost se imenuje pH vrednost.

Vse snovi so razdeljene v 2 veliki skupini: elektroliti in neelektroliti.

Elektroliti imenujemo snovi (razen kovin), katerih raztopine ali taline prevajajo električni tok. Elektroliti vključujejo spojine, ki jih tvorijo ionske ali kovalentne polarne vezi. To so kompleksne snovi: soli, baze, kisline, kovinski oksidi (prevajajo električni tok samo v talinah).

Neelektroliti imenujemo snovi, katerih raztopine ali taline ne prevajajo električnega toka. Sem spadajo preproste in zapletene snovi, ki jih tvorijo nizkopolarne ali nepolarne kovalentne vezi.

Lastnosti raztopin in staljenih elektrolitov je konec 19. stoletja prvi razložil švedski znanstvenik Svante Arrhenius. Ustvaril je posebnost teorija elektrolitske disociacije , katere glavne določbe, ki so jih revidirali in razvili drugi znanstveniki, so trenutno oblikovane na naslednji način.

1. Molekule (ali formulne enote) elektrolitov v raztopinah ali talinah se razgradijo na pozitivno in negativno nabite ione. Ta proces se imenuje elektrolitična disociacija. Skupna vsota nabojev pozitivnih ionov je enaka vsoti nabojev negativnih ionov, zato raztopine ali taline elektrolitov kot celota ostanejo električno nevtralne. Ioni so lahko podobni preprosta sestavljen samo iz enega atoma (Na +, Cu 2+, Cl -, S 2-) in zapleteno sestavljen iz atomov več elementov (SO 4 2–, PO 4 3–, NH 4 +, -).

Enostavni ioni se po svojih fizikalnih, kemičnih in fizioloških lastnostih bistveno razlikujejo od nevtralnih atomov, iz katerih so nastali. Prvič, ioni so veliko bolj stabilni delci kot nevtralni atomi in lahko obstajajo v raztopinah ali se talijo neomejen čas, ne da bi stopili v nepovratno interakcijo z okoljem.

Ta razlika v lastnostih atomov in ionov istega elementa je razložena z različno elektronsko strukturo teh delcev.

Torej so preprosti ioni s- in p-elementov v bolj stabilnem stanju kot nevtralni atomi, ker imajo popolno elektronsko konfiguracijo zunanje plasti, na primer:

Razgradnja elektrolitov na ione v talinah poteka zaradi delovanja visokih temperatur, v raztopinah pa zaradi delovanja molekul topila.

Značilnost ionskih spojin je, da so v vozliščih njihove kristalne mreže že pripravljeni ioni in v procesu raztapljanja takšnih snovi lahko dipoli topila (vode) samo uničijo to ionsko mrežo (slika 18) .

Snovi, ki jih tvorijo polarne kovalentne vezi, prehajajo v raztopino v obliki posameznih molekul, ki so tako kot molekule Н 2 О dipoli, npr.

 + –

V tem primeru dipoli Н 2 О, ki se ustrezno orientirajo okoli raztopljene molekule elektrolita, povzročijo nadaljnjo polarizacijo kovalentne vezi v njej in nato njen končni heterolitični prelom (slika 29).

H – ClH + + Cl

riž. 29. Shema elektrolitske disociacije v raztopini polarne molekule HCl

Proces elektrolitske disociacije poteka sočasno s procesom raztapljanja snovi, zato so v raztopinah vsi ioni v hidratiziranem stanju (obkroženi z lupinami molekul H2O).

Vendar so zaradi poenostavitve v enačbah kemijskih reakcij ioni prikazani brez okoliških hidratacijskih lupin: H +, NO 3 -, K + itd.

2. Ioni elektrolita v raztopini ali talini se zaradi toplotnega gibanja premikajo naključno v vse smeri. Če pa elektrode spustimo v raztopino ali talimo in preidemo električni tok, se pozitivno nabiti ioni elektrolita začnejo premikati proti negativno nabiti elektrodi - katodi (zato jih imenujemo drugačekationov), in negativno nabiti ioni - na pozitivno nabito elektrodo - anodo (zato jih imenujemo drugačeanionov).

Tako so elektroliti drugorazredni prevodniki. Nosijo električni naboj zaradi usmerjenega gibanja ionov. Kovine pa so prevodniki prve vrste, ker vodijo električni tok zaradi usmerjenega gibanja elektronov.

3. Proces elektrolitske disociacije je reverzibilen. Skupaj z razgradnjo molekul na ione se vedno zgodi nasprotni proces – združevanje ionov v molekule oziroma združevanje. Zato so v enačbah reakcij elektrolitske disociacije snovi namesto znaka enakosti "=" postavili znak reverzibilnosti "", na primer:

Snovi-elektroliti, ko se raztopijo v vodi, se razgradijo na nabite delce - ione. Nasprotno je molarizacija ali asociacija. Nastajanje ionov je razloženo s teorijo elektrolitske disociacije (Arrhenius, 1887). Na mehanizem razgradnje kemičnih spojin med taljenjem in raztapljanjem vplivajo značilnosti vrst kemičnih vezi, struktura in narava topila.

Elektroliti in neprevodniki

V raztopinah in talinah pride do uničenja kristalnih rešetk in molekul – elektrolitična disociacija (ED). Razpad snovi spremlja tvorba ionov, pojav takšne lastnosti, kot je električna prevodnost. Ni vsaka spojina sposobna disociacije, temveč le snovi, ki so na začetku sestavljene iz ionov ali močno polarnih delcev. Prisotnost prostih ionov pojasnjuje sposobnost elektrolitov, da prevajajo tok. To sposobnost imajo baze, soli, številne anorganske in nekatere organske kisline. Neprevodniki so sestavljeni iz nizkopolarnih ali nepolariziranih molekul. Ne razgradijo se na ione, saj so neelektroliti (številne organske spojine). Nosilci naboja so pozitivni in negativni ioni (kationi in anioni).

Vloga S. Arrheniusa in drugih kemikov pri preučevanju disociacije

Teorijo elektrolitske disociacije je leta 1887 utemeljil švedski znanstvenik S. Arrhenius. Toda prve obsežne študije lastnosti raztopin je izvedel ruski znanstvenik M. Lomonosov. Prispevali k študiju nabitih delcev, ki nastanejo pri raztapljanju snovi, T. Grothus in M. Faraday, R. Lenz. Arrhenius je dokazal, da so številne anorganske in nekatere organske spojine elektroliti. Švedski znanstvenik je razložil električno prevodnost raztopin z razgradnjo snovi na ione. Arrheniusova teorija elektrolitske disociacije ni pripisovala pomena neposredni udeležbi vodnih molekul v tem procesu. Ruski znanstveniki Mendelejev, Kablukov, Konovalov in drugi so verjeli, da pride do solvatacije - interakcije topila in topljenca. Ko gre za vodne sisteme, se uporablja ime "hidracija". To je zapleten fizikalno-kemijski proces, kar dokazuje nastajanje hidratov, toplotni pojavi, sprememba barve snovi in videz usedline.

Glavne določbe teorije elektrolitske disociacije (TED)

Številni znanstveniki so si prizadevali izboljšati teorijo S. Arrheniusa. Zahtevalo je njegovo izboljšanje ob upoštevanju sodobnih podatkov o strukturi atoma, kemičnih vezi. Glavne določbe TED, ki se razlikujejo od klasičnih tez iz poznega 19. stoletja, so oblikovane:

Pri sestavljanju enačb je treba upoštevati pojav, ki se pojavlja: uporabiti poseben znak reverzibilnega procesa, izračunati negativne in pozitivne naboje: v celoti morajo sovpadati.

Mehanizem ED ionskih snovi

Sodobna teorija elektrolitske disociacije upošteva strukturo elektrolitov in topil. Pri raztapljanju se vezi med nasprotno nabitimi delci v ionskih kristalih uničijo pod vplivom polarnih molekul vode. Ione dobesedno "potegnejo" iz mase v raztopino. Razgradnjo spremlja tvorba solvatne (v vodi - hidratacije) ovojnice okoli ionov. Poleg vode imajo povečano dielektrično konstanto ketoni in nižji alkoholi. Med disociacijo natrijevega klorida na ione Na + in Cl - se zabeleži začetna stopnja, ki jo spremlja orientacija vodnih dipolov glede na površinske ione v kristalu. V zadnji fazi se hidratizirani ioni sprostijo in difundirajo v tekočino.

Mehanizem ED spojin s kovalentno močno polarno vezjo

Molekule topila vplivajo na elemente kristalne strukture neionskih snovi. Na primer, učinek vodnih dipolov na klorovodikovo kislino vodi do spremembe vrste vezi v molekuli iz kovalentne polarne v ionsko. Snov se disociira, v raztopino vstopijo hidrirani ioni vodika in klora. Ta primer dokazuje pomen tistih procesov, ki se pojavljajo med delci topila in raztopljeno spojino. Prav ta interakcija vodi do tvorbe elektrolitnih ionov.

Teorija elektrolitske disociacije in glavni razredi anorganskih spojin

V luči glavnih določb TED lahko kislino imenujemo elektrolit, med razgradnjo katerega je iz pozitivnih ionov mogoče zaznati samo proton H +. Disociacijo baze spremlja tvorba ali sproščanje iz kristalne mreže le aniona OH in kovinskega kationa. Običajna sol ob raztapljanju daje pozitiven kovinski ion in negativni - kislinski ostanek. Bazično sol odlikuje prisotnost dveh vrst anionov: skupine OH in kislinskega ostanka. V kisli soli sta iz kationov prisotna le vodik in kovina.

Moč elektrolitov

Za karakterizacijo stanja snovi v raztopini se uporablja fizikalna količina - stopnja disociacije (α). Poiščite njegovo vrednost iz razmerja med številom razpadlih molekul in njihovim skupnim številom v raztopini. Globina disociacije je določena z različnimi pogoji. Pomembni so dielektrični parametri topila in struktura raztopljene spojine. Običajno stopnja disociacije pada z naraščajočo koncentracijo in narašča z naraščajočo temperaturo. Pogosto je stopnja disociacije določene snovi izražena v ulomkih enote.

Razvrstitev elektrolitov

Teorija elektrolitske disociacije ob koncu 19. stoletja ni vsebovala določb o interakciji ionov v raztopini. Vpliv molekul vode na porazdelitev kationov in anionov se je Arrheniusu zdel nepomemben. Arrheniusove ideje o močnih in šibkih elektrolitih so bile formalne. Na podlagi klasičnih določil lahko dobite vrednost α = 0,75-0,95 za močne elektrolite. Poskusi so dokazali ireverzibilnost njihove disociacije (α → 1). Topne soli, žveplova in klorovodikova kislina, alkalije se skoraj popolnoma razgradijo na ione. Žveplova, dušikova, fluorovodikova, ortofosforna kislina so delno disociirane. Silicij, ocetna, vodikov sulfid in ogljikove kisline, amonijev hidroksid in netopne baze veljajo za šibke elektrolite. Vodo imenujemo tudi šibek elektrolit. Manjši del molekul Н 2 О disociira, medtem ko pride do molarizacije ionov.