Теорія електролітичної дисоціації – коротко
Теорія, основоположником якої є Сванте Арреніус в період 1883-1887 рр., Базується на ідеї, що при попаданні молекул розчинної речовини (електроліту) в полярну або неполярну рідина відбувається їх дисоціація на іони.
Електролітами називаються сполуки, які в розчині мимовільно розпадаються на іони, здатні до самостійного існування. Кількість які виникають іонів, їх будова і величина заряду залежать тільки від природи дисоційованої молекули.
Для використання теорії в описі властивостей розчинення використовується ряд припущень, а саме: передбачається, що дисоціація є неповною, іони (їх електронні оболонки) не реагують один з одним, а їх поведінка можна описати законом діючих мас в ідеальних умовах. Якщо розглянути теоретичну систему, де електроліт КА знаходиться в фазовому рівновазі з продуктами своєї дисоціації – катіоном До + і аніоном А-, то відповідно до закону діючих мас можна скласти рівняння реакції дисоціації:
KA = K + + A – (1)
Константа рівноваги, записана, через концентрації речовин при ізотермічних умовах матиме таке значення:
Кб = [K +] x [A-] / [KA] (2)
У цьому випадку (в рівнянні 2), константа рівноваги Кд, буде не чим іншим, як константою дисоціації, значення [KA], [K +], [A-] в правій частині – це рівноважні концентрації електроліту і його продуктів дисоціації.
З огляду на допущення теорії Арреніуса, які були застосовані автором, зокрема, про неповноту дисоціації, вводиться поняття ступеня дисоціації – α. Таким чином, якщо висловити концентрацію розчину С (моль / л), то на літр розчину доводиться αС моль електроліту (КА), а рівноважна його концентрація може бути виражена, як (1-α) З моль / л. З рівняння реакції (1) очевидно, що на αС моль електроліту (КА) утворюється така ж кількість іонів К + і А-. Якщо підставити всі ці величини в рівняння (2) і провести ряд спрощень, то отримаємо формулу константи дисоціації (ступінь дисоціації формула):
Кб = α 2 x С / 1-α (3)
Це рівняння дозволяє кількісно визначити величину ступеня електролітичної дисоціації в різних розчинах.
Теорія Арреніуса дала розвиток безлічі наукових напрямків в хімії: з її допомогою були створені перші теорії кислот і підстав, були дані пояснення фізико-хімічних процесів в гомогенних системах. Проте, вона не позбавлена недоліків, які в основному відносяться до того факту, що теорія не враховує міжіонні взаємодії.
Класифікація електролітів з прикладами
Електроліти класифікують на слабкі і сильні, періодично виділяючи групу електролітів середньої сили. Сильні електроліти характеризуються тим, що розпадаються в розчині повністю. Як правило – це сильні мінеральні кислоти, наприклад:
- Азотна кислота – HNO3. Хлорводнева кислота – HCl. Хлорне кислота – HClO4. Ортофосфорна кислота – H3PO4.
Сильними електролітами можуть бути підстави, наприклад:
- Гідроксид натрію – NaOH. Гідроксид калію – KOH.
Основна маса сильних електролітів – це переважна більшість солей (NaCl, Na2SO4, Ca (NO3) 2, CH3COONa, хлориди, сульфіди).
Слабкі електроліти, навпаки, в розчинах гідратують частково. До цієї групи слід відносити неорганічні кислоти (H2CO3, H3BO3, H3AsO4), слабкі підстави (амоній), деякі солі (HgCl2), органічні кислоти (CH3COOH, C6H5COOH), феноли і аміни. У наведених розчинах одні і ті ж з’єднання можуть бути і сильними і слабкими електролітами, таким чином, залежать від природи розчинника.
(1 votes, average: 5.00 out of 5)