Sagor

Fullständig dissociation. Teorin om elektrisk dissociation. Grad av elektrolytisk dissociation

Alla ämnen, enligt deras förmåga att leda elektrisk ström i lösning eller i smält tillstånd, kan delas in i två grupper: elektrolyter och icke-elektrolyter.

Elektrolyterämnen kallas lösningar eller smältor av vilka leder en elektrisk ström. Elektrolyter inkluderar syror, baser och salter.

Icke-elektrolyterämnen kallas, lösningar eller smältor som inte leder elektrisk ström. Till exempel många organiska ämnen.

Förmågan hos elektrolyter (ledare av det andra slaget) att leda elektrisk ström skiljer sig fundamentalt från den elektriska ledningsförmågan hos metaller (ledare av det första slaget): den elektriska ledningsförmågan hos metaller beror på elektronernas rörelse, och den elektriska ledningsförmågan hos elektrolyter är förknippade med jonernas rörelse.

Det visade sig att i lösningar av syror, baser och salter är de experimentellt hittade värdena för p, tcryst., Tboil., Posm högre än de som teoretiskt beräknas för samma lösning genom dess molära koncentration i i en gång ( i- isotonisk koefficient). Dessutom ökade antalet partiklar i NaCl-lösningen nästan 2 gånger och i CaCl2-lösningen - 3 gånger.

För att förklara egenskaperna hos elektrolyternas beteende föreslog den svenske forskaren S. Arrhenius 1887 en teori kallad elektrolytisk dissociationsteori... Kärnan i teorin är som följer:

1. När elektrolyter löses i vatten sönderdelas (dissocieras) till laddade partiklar (joner) - positivt laddade katjoner (Na +, K +, Ca2 +, H +) och negativt laddade anjoner (Cl-, SO42-, CO32-, OH -). Jonernas egenskaper skiljer sig helt från egenskaperna hos de atomer som bildade dem. Nedbrytningen av ett neutralt ämne till joner som ett resultat av kemisk interaktion med ett lösningsmedel kallas elektrolytisk dissociation.
2. Under inverkan av en elektrisk ström får joner en riktningsrörelse: katjoner rör sig till en negativt laddad elektrod (katod), anjoner - till en positivt laddad elektrod (anod).
3. Dissociation är en reversibel och jämviktsprocess. Detta innebär att parallellt med sönderdelningen av molekyler till joner (dissociation) pågår processen att kombinera joner till molekyler (association): CA K + + A-.
4. I lösning är joner i ett hydratiserat tillstånd.

För en kvantitativ bedömning av elektrolytisk dissociation används begreppet grad av elektrolytisk dissociation() är förhållandet mellan antalet molekyler som sönderdelas till joner och det totala antalet upplösta molekyler. Graden av dissociation bestäms empiriskt och uttrycks i bråktal eller procent. Graden av elektrolytisk dissociation beror på typen av lösningsmedlet och det lösta ämnet, temperaturen och koncentrationen av lösningen:

1. Ju mer polärt lösningsmedlet är, desto högre grad av dissociation av elektrolyten i det.
2. Ämnen med joniska och kovalenta polära bindningar genomgår dissociation.
3. Temperaturhöjningen ökar dissociationen av svaga elektrolyter.
4. Med en minskning av koncentrationen av elektrolyten (med utspädning) ökar graden av dissociation.

Beroende på storleken på dissociationsgraden delas elektrolyter (vid en koncentration av deras lösningar på 0,1 M) konventionellt in i:

Beroende på vilken typ av joner som bildas under dissociation kan alla elektrolyter delas in i syror, baser och salter.

Syra- elektrolyter som dissocierar med bildandet av endast H+-katjoner och en syrarest (Cl- - klorid, NO3- - nitrat, SO42- - sulfat, HCO3-bikarbonat, CO32-karbonat). Till exempel: НСl Н ++ Сl-, H2SO4 2Н ++ SO42-.

Närvaron i sura lösningar av en vätejon, mer exakt, en hydratiserad H3O +-jon, bestämmer de allmänna egenskaperna hos syror (sur smak, effekt på indikatorer, interaktion med alkalier, interaktion med metaller med frisättning av väte, etc.).

I flerbasiska syror sker dissociation stegvis, och varje steg kännetecknas av sin egen storlek på dissociationsgraden. Så fosforsyra dissocierar i tre steg:

Steg I	H3РO4 Н + + H2РO4-
II etapp	H2РO4- Н + + HРO42-
III etapp	HPO42-H + + PO43-

Och 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.

Grunder- elektrolyter dissocierar och bildar endast hydroxidjoner (OH-) som anjoner. Efter avlägsnande av OH- återstår katjoner: Na+, Ca2+, NH4+. Till exempel: NaOH Na + + OH-, Ca (OH) 2 Ca2 + + 2 OH-.

Basernas allmänna egenskaper (tvålighet vid beröring, verkan på indikatorn, interaktion med syror, etc.) bestäms av närvaron av OH-hydroxogrupp i baslösningarna.

För multisyrabaser är stegvis dissociation karakteristisk:

Steg I	Ва (ОН) 2 Ва (ОН) + + ОН-
II etapp	Ba (OH) + Ba2 + + OH-

Dissociation av amfotära hydroxider fortskrider både som en bas och som en syra. Så dissociationen av zinkhydroxid kan fortsätta i följande riktningar (i det här fallet skiftar jämvikten beroende på mediet enligt Le Chatelier-principen):

Salt- dessa är elektrolyter som dissocierar till metallkatjoner (eller grupper som ersätter den) och anjoner av syraresten.

Mediumsalter dissocierar fullständigt: CuSO4 Cu2 + + SO42-. Till skillnad från medelstora salter dissocierar sura och basiska salter i steg:

Steg I	NaHCO3 Na + + HCO3-	Сu (ОН) Cl Сu (ОН) + + Cl-
II etapp	НСО3- Н + + СО32-	Cu (OH) + Cu2 + + OH-,

dessutom är graden av dissociation av salter i det andra steget mycket liten.

Utbytesreaktioner i elektrolytlösningarär reaktioner mellan joner. En nödvändig förutsättning för förloppet av utbytesreaktioner i elektrolytlösningar är bildningen av svagt dissocierande föreningar eller föreningar som frigörs från lösningen i form av en fällning eller gas.

När man skriver reaktionsekvationerna i jonisk-molekylär form skrivs svagt dissocierande, gasformiga och svårlösliga föreningar i formen molekyler, och lösliga starka elektrolyter - i form joner. När du skriver joniska ekvationer, se till att följa tabellen över löslighet av syror, baser och salter i vatten (bilaga A).

Låt oss överväga metoden för att skriva joniska ekvationer med hjälp av exempel.

Exempel 1. Skriv reaktionsekvationen i jonmolekylär form:

ВаСl2 + K2SО4 = ВаSО4 + 2KСl

Lösning: Salter är starka elektrolyter och dissocierar nästan helt till joner. Eftersom BaSO4 är en praktiskt taget olöslig förening (se tabellen i bilaga A), kommer huvuddelen av bariumsulfat att vara i en odissocierad form, därför kommer vi att skriva detta ämne i form av molekyler, och resten av salterna, som är lösliga , i form av joner:

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

Som kan ses från den erhållna kompletta jonmolekylära ekvationen interagerar inte jonerna K + och Сl-, därför får vi, exklusive dem, en kort jonmolekylär ekvation:

Ba2 + + SO42- = BaSO4,

Pilen indikerar att den resulterande substansen fälls ut.

Alla reaktioner som inträffar i lösningar mellan elektrolyter kan representeras av joniska ekvationer. Dessutom återspeglas essensen av varje kemisk reaktion exakt av en kort jonisk-molekylär ekvation. Baserat på jon-molekylekvationen kan du enkelt skriva den molekylära.

Exempel 2. Matcha molekylekvationen med följande joniska molekylekvation: 2H + + S2- = H2S.

Lösning: Vätejoner bildas genom dissociering av vilken stark syra som helst, såsom HCl. Till vätejonerna i den korta joniska ekvationen måste två klorjoner tillsättas. Katjoner (till exempel 2K+) bör tillsättas till sulfidjoner, vilket bildar en löslig, väl dissocierande elektrolyt. Då ska samma joner skrivas på höger sida. Då kommer de fullständiga jonmolekylära och molekylära ekvationerna att ha formen:

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

Teman för USE-kodifieraren:Elektrolytisk dissociation av elektrolyter i injektionslösningar. Starka och svaga elektrolyter.

– dessa är ämnen, lösningar och smältor som leder en elektrisk ström.

Elektrisk ström är den ordnade rörelsen av laddade partiklar under påverkan av ett elektriskt fält. Det finns alltså laddade partiklar i lösningar eller smälta elektrolyter. I elektrolytlösningar beror som regel elektrisk ledningsförmåga på närvaron av joner.

JonasÄr laddade partiklar (atomer eller grupper av atomer). Separera positivt laddade joner ( katjoner) och negativt laddade joner ( anjoner).

Elektrolytisk dissociation - Detta är processen för nedbrytning av elektrolyten till joner under dess upplösning eller smältning.

Separata ämnen - elektrolyter och icke-elektrolyter... TILL icke-elektrolyter inkluderar ämnen med en stark kovalent icke-polär bindning (enkla ämnen), alla oxider (som är kemiskt inte interagerar med vatten), de flesta organiska ämnen (förutom polära föreningar - karboxylsyror, deras salter, fenoler) - aldehyder, ketoner, kolväten, kolhydrater.

TILL elektrolyter inkluderar några ämnen med en kovalent polär bindning och ämnen med ett jonkristallgitter.

Vad är kärnan i den elektrolytiska dissociationsprocessen?

Placera några natriumkloridkristaller i ett provrör och tillsätt vatten. Efter ett tag kommer kristallerna att lösas upp. Vad hände?
Natriumklorid är ett ämne med ett jonkristallgitter. NaCl-kristall består av Na+-joner och Cl - ... I vatten bryts denna kristall ner till strukturella enheter, joner. I detta fall sönderfaller joniska kemiska bindningar och vissa vätebindningar mellan vattenmolekyler. Na + och Cl - jonerna som fångas i vattnet interagerar med vattenmolekyler. När det gäller kloridjoner kan vi tala om den elektrostatiska attraktionen av dipolära (polära) vattenmolekyler till kloranjonen, och i fallet med natriumkatjoner närmar den sig donator-acceptor i naturen (när syreatomens elektronpar placeras på natriumjonens lediga orbitaler). Joner omgivna av vattenmolekyler är täcktahydreringsskal. Dissociation av natriumklorid beskrivs med ekvationen:

NaCl = Na + + Cl -

När föreningar med en kovalent polär bindning löses i vatten, sträcker vattenmolekyler, som omger en polär molekyl, först bindningen i den, ökar dess polaritet och bryter den sedan till joner, som hydratiseras och fördelas jämnt i lösningen. Till exempel dissocierar saltsyraxylot till joner enligt följande: HCl = H + + Cl -.

Under smältning, när kristallen värms upp, börjar jonerna utföra intensiva vibrationer i kristallgittrets noder, som ett resultat av vilket det förstörs, bildas en smälta, som består av joner.

Processen för elektrolytisk dissociation kännetecknas av storleken på graden av dissociation av molekyler av ett ämne:

Dissociationsexamen Är förhållandet mellan antalet dissocierade (sönderfallna) molekyler och det totala antalet elektrolytmolekyler. Det vill säga vilken del av molekylerna i det ursprungliga ämnet sönderdelas till joner i lösning eller smälta.

α = N prodiss / N ref, där:

N prodiss är antalet dissocierade molekyler,

N ref är det initiala antalet molekyler.

Enligt graden av dissociation delas elektrolyter med dividerat med stark och svag.

Starka elektrolyter (α≈1):

1. Alla lösliga salter (inklusive salter av organiska syror - kaliumacetat CH 3 COOK, natriumformiat HCOONa, etc.)

2. Starka syror: HCl, HI, HBr, HNO 3, H 2 SO 4 (i det första steget), HClO 4, etc.;

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

Starka elektrolyter sönderdelas till joner nästan helt i vattenlösningar, men endast i. I lösningar kan även starka elektrolyter endast delvis sönderdelas. De där. graden av dissociation av starka elektrolyter α är ungefär lika med 1 endast för omättade lösningar av ämnen. I mättade eller koncentrerade lösningar kan dissociationsgraden av starka elektrolyter vara mindre än eller lika med 1: α≤1.

Svaga elektrolyter (α<1):

1. Svaga syror, inkl. organisk;

2. Olösliga baser och ammoniumhydroxid NH4OH;

3. Olösliga och några lättlösliga salter (beroende på löslighet).

Icke-elektrolyter:

1. Oxider som inte interagerar med vatten (oxider som interagerar med vatten, när de löses upp i vatten, går in i en kemisk reaktion med bildning av hydroxider);

2. Enkla ämnen;

3. De flesta organiska ämnen med svagt polära eller opolära bindningar (aldehyder, ketoner, kolväten, etc.).

Hur dissocierar ämnen? Graden av dissociation särskiljs stark och svag elektrolyter.

Starka elektrolyter dissociera helt (i mättade lösningar), i ett steg sönderdelas alla molekyler till joner, nästan irreversibelt. Observera att endast stabila joner bildas i lösning under dissociation. De vanligaste jonerna kan hittas i löslighetstabellen - det här är ditt officiella fuskblad för alla prov. Graden av dissociation av starka elektrolyter är ungefär lika med 1. Till exempel, under dissociationen av natriumfosfatjoner bildas Na + och PO 4 3–:

Na3PO4 → 3Na+ + PO43-

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

Dissociation svaga elektrolyter : flerbasiska syror och polysyrabaser sker stegvis och reversibelt... De där. under dissociationen av svaga elektrolyter sönderdelas endast en mycket liten del av de initiala partiklarna till joner. Till exempel kolsyra:

H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 -

HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2–

Magnesiumhydroxid dissocierar också i två steg:

Mg (OH) 2 ⇄ Mg (OH) + OH -

Mg (OH) + ⇄ Mg 2+ + OH -

Syra salter dissocierar också stegvis, först bryts jonbindningarna, sedan de kovalenta polära. Till exempel kaliumvätekarbonat och magnesiumhydroxiklorid:

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)

Graden av dissociation av svaga elektrolyter är mycket mindre än 1: α<<1.

De viktigaste bestämmelserna i teorin om elektrolytisk dissociation, sålunda:

1. När elektrolyter löses i vatten dissocierar (sönderdelas) till joner.

2. Anledningen till dissociationen av elektrolyter i vatten är dess hydrering, d.v.s. interaktion med vattenmolekyler och bryta den kemiska bindningen i den.

3. Under påverkan av ett externt elektriskt fält flyttar positivt laddade joner till en positivt laddad elektrod - katoden, de kallas katjoner. Negativt laddade elektroner rör sig mot den negativa elektroden - anoden. De kallas anjoner.

4. Elektrolytisk dissociation sker reversibelt för svaga elektrolyter och nästan irreversibelt för starka elektrolyter.

5. Elektrolyter kan dissociera till joner i varierande grad, beroende på yttre förhållanden, koncentration och elektrolytens natur.

6. Jonernas kemiska egenskaper skiljer sig från enkla ämnens. De kemiska egenskaperna hos elektrolytlösningar bestäms av egenskaperna hos de joner som bildas av den under dissociation.

Exempel.

1. Med ofullständig dissociation av 1 mol salt var den totala mängden positiva och negativa joner i lösningen 3,4 mol. Saltformel - a) K 2 S b) Ba (ClO 3) 2 c) NH 4 NO 3 d) Fe (NO 3) 3

Lösning: Först, låt oss bestämma styrkan hos elektrolyter. Detta kan enkelt göras med hjälp av löslighetstabellen. Alla salter som anges i svaren är lösliga, d.v.s. starka elektrolyter. Därefter skriver vi ner ekvationerna för elektrolytisk dissociation och använder ekvationen för att bestämma det maximala antalet joner i varje lösning:

a) K 2 S ⇄ 2K + + S 2–, med den fullständiga upplösningen av 1 mol salt bildas 3 mol joner, mer än 3 mol joner fungerar inte på något sätt;

b) Ba (ClO 3) 2 ⇄ Ba 2+ + 2ClO 3 -återigen, när 1 mol salt sönderfaller, bildas 3 mol joner, mer än 3 mol joner bildas inte på något sätt;

v) NH 4 NO 3 ⇄ NH 4 + + NO 3 -, under sönderdelningen av 1 mol ammoniumnitrat bildas som mest 2 mol joner, mer än 2 mol joner bildas inte på något sätt;

G) Fe (NO 3) 3 ⇄ Fe 3+ + 3NO 3 -, med fullständig sönderdelning av 1 mol järn(III)nitrat, bildas 4 mol joner. Följaktligen, med ofullständig sönderdelning av 1 mol järnnitrat, är bildningen av ett mindre antal joner möjlig (ofullständig sönderdelning är möjlig i en mättad saltlösning). Därför passar alternativ 4 oss.

Vattenlösningar av vissa ämnen är ledare av elektrisk ström. Dessa ämnen klassificeras som elektrolyter. Elektrolyter är syror, baser och salter, smältor av vissa ämnen.

DEFINITION

Processen för nedbrytning av elektrolyter till joner i vattenlösningar och smälter under inverkan av en elektrisk ström kallas elektrolytisk dissociation.

Lösningar av vissa ämnen i vatten leder inte elektricitet. Sådana ämnen kallas icke-elektrolyter. Dessa inkluderar många organiska föreningar som sockerarter och alkoholer.

Elektrolytisk dissociationsteori

Teorin om elektrolytisk dissociation formulerades av den svenske vetenskapsmannen S. Arrhenius (1887). De viktigaste bestämmelserna i teorin om S. Arrhenius:

- elektrolyter, när de löses upp i vatten, sönderdelas (dissocieras) till positivt och negativt laddade joner;

- under inverkan av en elektrisk ström rör sig positivt laddade joner till katoden (katjoner), och negativt laddade till anoden (anjoner);

- dissociation är en reversibel process

KA ↔ K + + A -

Mekanismen för elektrolytisk dissociation är jon-dipol-interaktion mellan joner och dipoler av vatten (Fig. 1).

Ris. 1. Elektrolytisk dissociation av natriumkloridlösning

Ämnen med jonbindningar dissocierar lättast. På liknande sätt sker dissociation i molekyler som bildas av typen av polär kovalent bindning (naturen av interaktionen är dipol-dipol).

Dissociation av syror, baser, salter

Under dissociationen av syror bildas alltid vätejoner (H +), eller snarare, hydronium (H 3 O +), som är ansvariga för egenskaperna hos syror (sur smak, verkan av indikatorer, interaktion med baser, etc.). ).

HNO 3 ↔ H + + NO 3 -

Under dissociationen av baser bildas alltid vätehydroxidjoner (OH -), som är ansvariga för basernas egenskaper (förändring i indikatorernas färg, interaktion med syror etc.).

NaOH ↔ Na + + OH -

Salter är elektrolyter, vars dissociation ger metallkatjoner (eller ammoniumkatjon NH 4 +) och anjoner av sura rester.

CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl -

Flerbasiska syror och baser dissocierar i steg.

H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - (I-steg)

HSO 4 - ↔ H + + SO 4 2- (II-steg)

Ca (OH) 2 ↔ + + OH - (I-steg)

+ ↔ Ca 2+ + OH -

Dissociationsexamen

Bland elektrolyter skiljer man på svaga och starka lösningar. För att karakterisera detta mått finns begreppet och värdet av graden av dissociation (). Dissociationsgraden är förhållandet mellan antalet molekyler som dissocieras till joner och det totala antalet molekyler. uttrycks ofta i %.

Svaga elektrolyter inkluderar ämnen i vilka i en decimolär lösning (0,1 mol/l) dissociationsgraden är mindre än 3 %. Starka elektrolyter inkluderar ämnen där dissociationsgraden är större än 3% i en decimolär lösning (0,1 mol / l). Lösningar av starka elektrolyter innehåller inte icke-dissocierade molekyler, och processen för association (förening) leder till bildandet av hydratiserade joner och jonpar.

Dissociationsgraden påverkas särskilt av lösningsmedlets natur, det lösta ämnets beskaffenhet, temperaturen (i starka elektrolyter minskar dissociationsgraden med ökande temperatur och i svaga elektrolyter passerar den genom ett maximum i temperaturområdet 60 o C), koncentrationen av lösningar, införandet av joner med samma namn i lösningen.

Amfotära elektrolyter

Det finns elektrolyter som, när de dissocieras, bildar både H + och OH - joner. Sådana elektrolyter kallas amfotera, till exempel: Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2, Al (OH) 3, Cr (OH) 3, etc.

H + + RO - ↔ ROH ↔ R + + OH -

Joniska reaktionsekvationer

Reaktioner i vattenlösningar av elektrolyter är reaktioner mellan joner - joniska reaktioner som skrivs med joniska ekvationer i molekylära, full joniska och förkortade joniska former. Till exempel:

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

Ba 2++ 2 Cl − + 2 Na+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 Na + + 2 Cl- (full jonform)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (förkortad jonform)

PH värde

Vatten är en svag elektrolyt, så dissociationsprocessen är obetydlig.

H 2 O ↔ H + + OH -

Massaktionens lag kan appliceras på vilken jämvikt som helst och uttrycket för jämviktskonstanten kan skrivas:

K = /

Jämviktskoncentrationen av vatten är följaktligen ett konstant värde.

K = = K W

Det är bekvämt att uttrycka surheten (basiciteten) för en vattenlösning i termer av decimallogaritmen för molkoncentrationen av vätejoner, taget med motsatt tecken. Detta värde kallas pH-värdet.

Alla ämnen är indelade i 2 stora grupper: elektrolyter och icke-elektrolyter.

Elektrolyter ämnen (exklusive metaller) kallas lösningar eller smältor av vilka leder en elektrisk ström. Elektrolyter inkluderar föreningar bildade av joniska eller kovalenta polära bindningar. Dessa är komplexa ämnen: salter, baser, syror, metalloxider (leder elektrisk ström endast i smältor).

Icke-elektrolyter ämnen kallas, lösningar eller smältor som inte leder elektrisk ström. Dessa inkluderar enkla och komplexa ämnen som bildas av lågpolära eller opolära kovalenta bindningar.

Egenskaperna hos lösningar och smälta elektrolyter förklarades först i slutet av 1800-talet av den svenska vetenskapsmannen Svante Arrhenius. Han skapade en speciell elektrolytisk dissociationsteori , vars huvudbestämmelser, reviderade och utvecklade av andra vetenskapsmän, för närvarande är formulerade enligt följande.

1. Molekyler (eller formelenheter) av elektrolyter i lösningar eller smältor sönderdelas till positivt och negativt laddade joner. Denna process kallas elektrolytisk dissociation. Den totala summan av laddningarna av positiva joner är lika med summan av laddningarna av negativa joner; därför förblir lösningar eller smältor av elektrolyter som helhet elektriskt neutrala. Joner kan vara som enkel bestående av endast en atom (Na+, Cu 2+, Cl-, S 2-), och komplex bestående av atomer av flera grundämnen (SO 4 2–, PO 4 3–, NH 4 +, -).

Enkla joner i sina fysikaliska, kemiska och fysiologiska egenskaper skiljer sig väsentligt från de neutrala atomer från vilka de bildades. Först och främst är joner mycket mer stabila partiklar än neutrala atomer och kan existera i lösningar eller smältor under en obegränsad tid utan att ingå i irreversibel interaktion med miljön.

Denna skillnad i egenskaperna hos atomer och joner av samma grundämne förklaras av den olika elektroniska strukturen hos dessa partiklar.

Så enkla joner av s- och p-element är i ett mer stabilt tillstånd än neutrala atomer, eftersom de har en fullständig elektronisk konfiguration av det yttre lagret, till exempel:

Nedbrytningen av elektrolyter till joner i smältor utförs på grund av verkan av höga temperaturer och i lösningar på grund av verkan av lösningsmedelsmolekyler.

En egenskap hos joniska föreningar är att det finns färdiga joner i noderna i deras kristallgitter, och i processen för upplösning av sådana ämnen kan lösningsmedlets (vatten) dipoler bara förstöra detta joniska gitter (fig. 18). .

Ämnen som bildas av polära kovalenta bindningar går över i lösning i form av individuella molekyler, som liksom Н 2 О-molekyler är dipoler, till exempel:

 + –

I det här fallet orsakar Н 2 О-dipolerna, orienterade på lämpligt sätt runt den lösta elektrolytmolekylen, ytterligare polarisering av den kovalenta bindningen i den, och sedan dess slutliga heterolytiska brott (Fig. 29).

H – ClH + + Cl

Ris. 29. Schema för elektrolytisk dissociation i en lösning av en polär HCl-molekyl

Processen för elektrolytisk dissociation fortskrider samtidigt med processen för upplösning av ämnen, och därför är alla joner i lösningar i ett hydratiserat tillstånd (omgivna av skal av H2O-molekyler).

Men för enkelhetens skull, i ekvationerna för kemiska reaktioner, avbildas joner utan de omgivande hydratiseringsskalen: H +, NO 3 -, K +, etc.

2. Elektrolytjoner i lösning eller smälter på grund av termisk rörelse rör sig slumpmässigt i alla riktningar. Men om elektroder sänks ner i en lösning eller smälter och en elektrisk ström passerar, börjar de positivt laddade jonerna i elektrolyten att röra sig mot den negativt laddade elektroden - katoden (därför kallas de annorlundakatjoner), och negativt laddade joner - till en positivt laddad elektrod - anod (därför kallas de olikaanjoner).

Således är elektrolyter andra klassens ledare. De bär en elektrisk laddning på grund av jonernas riktningsrörelse. Metaller, å andra sidan, är ledare av det första slaget, eftersom leder en elektrisk ström på grund av elektronernas riktningsrörelse.

3. Processen för elektrolytisk dissociation är reversibel. Tillsammans med sönderdelningen av molekyler till joner sker alltid den motsatta processen - kombinationen av joner till molekyler eller association. Därför, i ekvationerna för reaktionerna för elektrolytisk dissociation av ämnen, istället för likhetstecknet "=", sätter de reversibilitetstecknet "", till exempel:

Ämnen-elektrolyter, när de löses i vatten, bryts ner till laddade partiklar - joner. Motsatsen är molarisering, eller association. Bildandet av joner förklaras av teorin om elektrolytisk dissociation (Arrhenius, 1887). Mekanismen för nedbrytning av kemiska föreningar under smältning och upplösning påverkas av egenskaperna hos typerna av kemiska bindningar, lösningsmedlets struktur och natur.

Elektrolyter och icke-ledare

I lösningar och smältor sker förstörelsen av kristallgitter och molekyler - elektrolytisk dissociation (ED). Upplösningen av ämnen åtföljs av bildandet av joner, utseendet på en sådan egenskap som elektrisk ledningsförmåga. Inte varje förening är kapabel att dissociera, utan bara ämnen som initialt består av joner eller starkt polära partiklar. Närvaron av fria joner förklarar elektrolyternas förmåga att leda ström. Baser, salter, många oorganiska och vissa organiska syror har denna förmåga. Icke-ledare är sammansatta av lågpolaritet eller icke-polariserade molekyler. De sönderdelas inte till joner, eftersom de är icke-elektrolyter (många organiska föreningar). Laddningsbärare är positiva och negativa joner (katjoner och anjoner).

S. Arrhenius och andra kemisters roll i studiet av dissociation

Teorin om elektrolytisk dissociation underbyggdes 1887 av en vetenskapsman från Sverige S. Arrhenius. Men de första omfattande studierna av lösningarnas egenskaper utfördes av den ryska forskaren M. Lomonosov. Bidragit till studien av laddade partiklar som uppstår vid upplösning av ämnen, T. Grothus och M. Faraday, R. Lenz. Arrhenius bevisade att många oorganiska och vissa organiska föreningar är elektrolyter. Den svenska forskaren förklarade lösningars elektriska ledningsförmåga genom att materia sönderdelas till joner. Arrhenius teori om elektrolytisk dissociation fäste inte vikt vid vattenmolekylernas direkta deltagande i denna process. Ryska forskare Mendeleev, Kablukov, Konovalov och andra trodde att solvation inträffar - interaktionen mellan ett lösningsmedel och ett löst ämne. När det gäller vattensystem används namnet "hydrering". Detta är en komplex fysikalisk-kemisk process, vilket framgår av bildandet av hydrater, termiska fenomen, en förändring i ämnets färg och utseendet på sediment.

Huvudbestämmelserna i teorin om elektrolytisk dissociation (TED)

Många forskare har arbetat med att förfina teorin om S. Arrhenius. Det krävde dess förbättring, med hänsyn till moderna data om atomens struktur, kemiska bindningar. De viktigaste bestämmelserna i TED, som skiljer sig från de klassiska teserna från det sena 1800-talet, är formulerade:

De fenomen som uppstår måste beaktas när man upprättar ekvationer: använd ett speciellt tecken på en reversibel process, beräkna negativa och positiva laddningar: de måste sammanfalla totalt.

Mekanism för ED av joniska ämnen

Den moderna teorin om elektrolytisk dissociation tar hänsyn till strukturen hos elektrolyt- och lösningsmedelsämnen. Vid upplösning förstörs bindningar mellan motsatt laddade partiklar i jonkristaller under påverkan av polära vattenmolekyler. De bokstavligen "drar" joner från bulken in i lösningen. Nedbrytningen åtföljs av bildandet av ett solvat (i vatten - hydratisering) skal runt jonerna. Förutom vatten har ketoner och lägre alkoholer en ökad dielektricitetskonstant. Under dissociationen av natriumklorid till Na + och Cl - joner registreras ett initialt steg, vilket åtföljs av orienteringen av vattendipolerna i förhållande till ytjonerna i kristallen. I slutskedet frigörs hydratiserade joner och diffunderar in i vätskan.

Mekanismen för ED av föreningar med en kovalent starkt polär bindning

Lösningsmedelsmolekyler påverkar elementen i kristallstrukturen hos nonjoniska ämnen. Till exempel leder effekten av vattendipoler på saltsyra till en förändring av typen av bindning i molekylen från kovalent polär till jonisk. Ämnet dissocierar, hydratiserade joner av väte och klor kommer in i lösningen. Detta exempel bevisar betydelsen av de processer som sker mellan partiklarna av lösningsmedlet och den lösta föreningen. Det är denna interaktion som leder till bildandet av elektrolytjoner.

Teori om elektrolytisk dissociation och huvudklasserna av oorganiska föreningar

I ljuset av huvudbestämmelserna i TED kan en syra kallas en elektrolyt, under vars sönderdelning endast protonen H + kan detekteras från positiva joner. Dissociationen av basen åtföljs av bildandet eller frigörandet från kristallgittret av endast OH-anjonen och metallkatjonen. Ett normalt salt ger vid upplösning en positiv metalljon och en negativ - en syrarest. Det basiska saltet kännetecknas av närvaron av två typer av anjoner: OH-gruppen och syraresten. I ett surt salt finns endast väte och metall från katjoner.

Elektrolyternas kraft

För att karakterisera tillståndet för ett ämne i en lösning används en fysikalisk kvantitet - graden av dissociation (α). Hitta dess värde från förhållandet mellan antalet sönderfallna molekyler och deras totala antal i lösningen. Dissociationens djup bestäms av olika förhållanden. Lösningsmedlets dielektriska parametrar och strukturen hos den lösta föreningen är viktiga. Vanligtvis minskar graden av dissociation med ökande koncentration och ökar med ökande temperatur. Ofta uttrycks graden av dissociation av ett visst ämne i bråkdelar av en enhet.

Elektrolytklassificering

Teorin om elektrolytisk dissociation i slutet av 1800-talet innehöll inga bestämmelser om växelverkan mellan joner i lösning. Vattenmolekylernas inverkan på fördelningen av katjoner och anjoner verkade obetydlig för Arrhenius. Arrhenius idéer om starka och svaga elektrolyter var formella. Utifrån de klassiska bestämmelserna kan man få värdet α = 0,75-0,95 för starka elektrolyter. Experimenten bevisade irreversibiliteten av deras dissociation (α → 1). Lösliga salter, svavelsyra och saltsyror, alkalier sönderdelas nästan helt till joner. Svavelsyra, salpetersyra, fluorvätesyra, ortofosforsyra är delvis dissocierade. Kisel, ättiksyra, vätesulfid och kolsyror, ammoniumhydroxid och olösliga baser anses vara svaga elektrolyter. Vatten kallas också för en svag elektrolyt. En liten del av Н 2 О-molekylerna dissocierar, medan molariseringen av jonerna sker.