Електролітична дисоціація
Розчинення будь-якої речовини у воді супроводжується утворенням гідратів. Якщо при цьому в розчині не відбувається формульних змін у частинок розчиненої речовини, то такі речовини відносять до неелектролітів. Ними є, наприклад, газ азот N2, рідина хлороформ СНCl3, тверда речовина сахароза C12Н22О11, які у водному розчині існують у вигляді гідратів їх молекул.
Відомо багато речовин (в загальному вигляді МА), які після розчинення у воді і освіти гідратів молекул MA nН2O зазнають істотних формульні зміни. В результаті в розчині з’являються гідратованих іони – катіони М + – nН2O і аніони А – nН2O:
Такі речовини відносять до електролітів.
Процес появи гідратованих іонів у водному розчині називається електролітичної дисоціацією (С. Арреніус, 1887).
Електролітична дисоціація іонних кристалічних речовин (М +) (А-) у воді є незворотною реакцією:
Такі речовини відносяться до сильних електролітів, ними є багато підстави і солі, наприклад:
Електролітична дисоціація речовин MA, що складаються з полярних ковалентних молекул, є оборотною реакцією:
Такі речовини відносять до слабких електролітів, ними є багато кислоти і деякі підстави, наприклад:
У розведених водних розчинах слабких електролітів ми завжди виявимо як вихідні молекули, так і продукти їх дисоціації – гідратовані іони.
Кількісна характеристика дисоціації електролітів називається ступенем дисоціації і позначається? [1], завжди? > 0.
Для сильних електролітів? = 1 за визначенням (дисоціація таких електролітів повна).
Для слабких електролітів ступінь дисоціації – відношення молярної концентрації продіссоцііровавшего речовини (сд) до загальної концентрації речовини в розчині (с):
Ступінь дисоціації – це частка від одиниці або від 100%. Для слабких електролітів? “З 1 (100%).
Для слабких кислот НnА ступінь дисоціації по кожній наступному ступені різко зменшується в порівнянні з попередньою:
Ступінь дисоціації залежить від природи і концентрації електроліту, а також від температури розчину; вона росте при зменшенні концентрації речовини в розчині (т. е. при розведенні розчину) і при нагріванні.
У розведених розчинах сильних кислот НnА їх гідроаніони Нn-1А не існують, наприклад:
B концентрованих розчинах зміст гідроаніонов (і навіть вихідних молекул) стає помітним:
(Підсумовувати рівняння стадій оборотною дисоціації можна!). При нагріванні значення? 1 і? 2 зростають, що сприяє протіканню реакцій за участю концентрованих кислот.
Кислоти – це електроліти, які при дисоціації поставляють у водний розчин катіони водню і ніяких інших позитивних іонів не утворюють:
Поширені сильні кислоти:
У розбавленому водному розчині (умовно до 10% – ного або 0,1-молярного) ці кислоти дисоціюють повністю. Для сильних кислот НnА до списку увійшли їх гідроаніони (аніони кислих солей), також диссоциирующие повністю в цих умовах.
Поширені слабкі кислоти:
Підстави – це електроліти, які при дисоціації поставляють у водний розчин гідроксид-іони і ніяких інших негативних іонів не утворюють:
Дисоціація малорозчинних підстав Mg (OH) 2, Cu (OH) 2, Mn (OH) 2, Fe (OH) 2 та інших практичного значення не має.
До сильних підстав (лугів) відносяться NaOH, КОН, Ва (ОН) 2 і деякі інші. Найвідомішим слабким підставою є гідрат аміаку NH3 Н2О.
Середні солі – це електроліти, які при дисоціації поставляють у водний розчин будь катіони, крім Н +, і будь аніони, крім ОН:
Мова йде тільки про добре розчинних солях. Дисоціація малорозчинних і практично нерозчинних солей значення не має.
Аналогічно диссоциируют подвійні солі:
Кислі солі (більшість з них розчинні у воді) диссоциируют повністю по типу середніх солей:
Утворені гідроаніони піддаються, в свою чергу, впливу води:
А) якщо гідроаніон належить сильній кислоті, то він сам дисоціює також повністю:
І повне рівняння дисоціації запишеться у вигляді:
(Розчини таких солей обов’язково будуть кислими, як і розчини відповідних кислот);
Б) якщо гідроаніон належить слабкою кислоті, то його поведінка у воді двояко – або неповна дисоціація по типу слабкої кислоти:
Або взаємодію з водою (зване оборотним гідролізом):
При? 1>? 2 переважає дисоціація (і розчин солі буде кислим), а при? 1>? 2 – гідроліз (і розчин солі буде лужним). Так, кислими будуть розчини солей з аніонами HSO3-, H2PO4-, H2AsO4- і HSeO3-, розчини солей з іншими аніонами (їх більшість) будуть лужними. Іншими словами, назва “кислі” для солей з більшістю гідроаніонов не припускає, що ці аніони будуть вести себе в розчині як кислоти (гідроліз гідроаніонов і розрахунок відносини між? 1 і а2 вивчаються тільки у вищій школі).
Основним солі MgCl (OH), Cu2CO3 (OH) 2 та інші у своїй більшості практично нерозчинні у воді, і обговорювати їх поведінку у водному розчині неможливо.
(1 votes, average: 5.00 out of 5)