Elektrolytická disociace: rovnice, stupeň, konstanta, reakce

Základním pilířem chémie, společně s periodickým systémem D. I. Mendelejev, struktura organických sloučenin A. M. Butlerova, další významné objevy, je teorie elektrolytické disociace. V roce 1887 ho Svante Arrhenius vyvinul k vysvětlení specifického chování elektrolytů ve vodě, jiných polárních tekutinách a taveninách. Našel kompromis mezi dvěma kategoricky odlišnými teoriemi o řešeních, která existovala v té době - ​​fyzikální a chemická. První uvedla, že rozpuštěná látka a rozpouštědlo vzájemně nereagují a tvoří jednoduchou mechanickou směs. Druhá je, že mezi nimi existuje chemická vazba. Ukázalo se, že ve skutečnosti jsou tyto a další vlastnosti neodmyslitelné řešení.

V dalších fázích vývoje vědy mnoho vědců pokračovalo ve výzkumu a vývoji v této oblasti, spoléhalo se na dostupné informace o struktuře atomů a povaze chemických vazeb mezi nimi. Konkrétně se I. A. Kablukov zabýval otázkou solvačních procesů a VA Kistájovský určil závislost zvedení kapalné kolony v kapiláru za podmínek teploty varu na molekulovou hmotnost.

Moderní interpretace teorie

Před objevením tohoto objevu nebylo mnoho vlastností a okolností dělících procesů studováno, stejně jako samotná řešení. Elektrolytická disociace je proces rozkladu látky do jejích iontů vně vody nebo jiných polárních kapalin, interakce částic sloučenin s molekulami rozpouštědel, vzhled pohyblivosti kationtů a aniontů v místech mřížky v důsledku tavení. V důsledku toho vzniklé látky dostávají novou vlastnost - elektrickou vodivost.

Ióny, které jsou ve volném stavu roztoku nebo se roztavují, vzájemně spolupracují. Pravděpodobně nabité odpuzují navzájem na rozdíl od - jsou přitahovány. Nabité částice jsou solvatovány molekuly rozpouštědla - každá je těsně obklopena striktně orientovanými dipoly podle Coulombových přitažlivých sil, v konkrétním případě jsou hydratovány, pokud je médium vodné. Kationty mají vždy větší poloměry než anionty, protože se jedná o specifičnost umístění částic kolem nich s náboji umístěnými na okrajích.

Složení, klasifikace a názvy nabitých částic ve světle elektrolytické disociace

Ion je atom nebo skupina atomů, které jsou nosiči pozitivního nebo záporného náboje. Mají konvenční dělení na jednoduché (K ⁽⁺⁾ , Ca ⁽²⁺⁾ , H ⁽⁺⁾ - tvořené jedním chemickým prvkem), komplexní a komplexní (OH ^{- )} - z několika). Pokud je kation nebo anion vázán na molekulu rozpouštědla, nazývá se solvát, přičemž dipól molekuly H2O hydratuje.

Když dochází k elektrolytické disociaci vody, ^vzniknou dvě nabité částice H ⁽⁺⁾ a OH ^(-) . Proton vodíku přebírá prázdnou orbitální dvojici elektronů s kyslíkem z jiné molekuly vody, čímž vzniká hydroxonium iont H ₃ O ⁽⁺⁾ .

Hlavní ustanovení objevu Arrheniova

Všichni zástupci třídy anorganických sloučenin kromě oxidů, se v roztoku orientovaných dipólů tekutin rozpadají, z chemického hlediska se disociují do svých iontů tvořících ve větší či menší míře. Přítomnost elektrického proudu nevyžaduje tento proces, elektrolytická disociační rovnice je jeho schematický záznam.

Do roztoku nebo do taveniny mohou být ionty vystaveny elektrickému proudu a směrovány směrem k katodě (záporné elektrodě) a anodě (kladné). Ty přitahují opačně nabité atomové agregáty. Částice tak získaly své názvy - kationty a anionty.

Současně a současně s rozpadem látky probíhá zpětný proces - spojení iontů do původních molekul, proto nedochází k sto procentnímu rozpuštění látky. Taková rovnice pro elektrolytickou disociační reakci obsahuje rovnoměrný znak mezi pravou a levou stranou. Elektrolytická disociace, jako každá jiná reakce, se řídí zákony upravujícími chemickou rovnováhu, není výjimkou a zákonem hromadného jednání. Uvádí, že rychlost rozpadového procesu na ionty je úměrná koncentraci elektrolytu.

Klasifikace látek během disociace

Chemická terminologie rozděluje látky na nerozpustné, špatně rozpustné a rozpustné. Poslední dva jsou slabé a silné elektrolyty. Informace o rozpustnosti určitých sloučenin jsou shrnuty v tabulce rozpustnosti. Disociace silných elektrolytů je nevratný proces, úplně se rozloží na ionty. Slabé jsou jen částečně, jsou vlastnictvím fenoménu sdružování a tedy i rovnováhy probíhajících procesů.

Je důležité si uvědomit, že mezi rozpustností a silou elektrolytu není přímý vztah. V silné, to může být mírné. Stejně jako slabé elektrolyty mohou být dobře rozpustné ve vodě.

Příklady sloučenin, jejichž roztoky vedou elektřinu

Třída "silné elektrolyty" zahrnuje všechny dobře disociující kyseliny, jako je dusičná, chlorovodíková, bromovodíková, sírová, chloristová a další. Alkalické hydroxidy a jednotlivé zástupce skupiny "kovy alkalických zemin" jsou stejně podobné. Intenzivní elektrolytická disociace solí s výjimkou některých kyanátů a thiokyanátů a chloridu rtuťnatého.

Třída "slabých elektrolytů" představuje zbývající minerál a téměř všechny organické kyseliny: karbonová, sulfidová, boritá, dusíkatá, sírová, křemíková, octová a další. Stejně jako špatně rozpustné a uhlovodíkové báze a amfoterní hydroxidy (hydroxid hořečnatý, beryllium, železo, zinek v oxidačních stavů (2+)). Molekuly vody jsou naopak velmi slabé elektrolyty, ale stále se rozpadají na ionty.

Kvantitativní popis disociačních procesů

Stupeň elektrolytické disociace skutečně charakterizuje míru rozštěpení. Lze vypočítat - počet částic rozdělených na ionty musí být dělen celkovým počtem molekul rozpuštěné látky v systému. Označte tuto hodnotu písmenem "alfa".

Je logické, že u silných elektrolytů se "α" rovná jedné nebo sto procent, protože počet rozpadaných částic se rovná jejich celkovému počtu. Pro slabé - vždy méně než jeden. Kompletní rozklad počátečních molekul na ionty ve vodném médiu nedochází a probíhá reverzní proces.

Hlavní faktory ovlivňující úplnost rozkladu

Řada nepopiratelných faktorů ovlivňuje stupeň elektrolytické disociace. Především je podstatou rozpouštědla a látky rozkládající se v něm. Například všechny silné elektrolyty mají kovalentní silně polární nebo iontový typ vazby mezi složenými částicemi. Kapaliny jsou reprezentovány dipoly, zejména vodou, v molekulách dochází k separaci náboje a v důsledku jejich specifické orientace dochází k elektrolytické disociaci rozpuštěné látky.

Hodnota alfa je nepřímo ovlivněna koncentrací. S jeho nárůstem klesá hodnota stupně disociace a naopak. Samotný proces je zcela endotermický, to znamená, že je zapotřebí určité množství tepla k jeho iniciování. Vliv teplotního faktoru je odůvodněn takto: čím vyšší je, tím vyšší je stupeň disociace.

Sekundární faktory

Vícebázové kyseliny, jako je kyselina fosforečná, a báze v kompozici s několika hydroxylovými skupinami, například Fe (OH) ₃ , se rozkládají na ionty v krocích. Závislost je definována - každá následující fáze disociace je charakterizována stupněm, který je tisíce nebo desítky tisíckrát menší než předchozí.

Přidání dalších elektrolytů do systému, které mění koncentraci jednoho z iontů hlavní látky, může také měnit stupeň rozkladu. To znamená posun rovnováhy ve směru, který je určen pravidlem Le Chatelier-Brown - reakce probíhá ve směru, ve kterém je pozorována neutralizace vlivu působícího na systém zvenčí.

Klasická rovnovážná konstanta procesu

Pro charakterizaci procesu rozkladu slabého elektrolytu se kromě jeho stupně používá elektrolytická disociační konstanta (Kd), která je vyjádřena poměrem koncentrací kationtů a aniontů k kvantitativnímu obsahu počátečních molekul v systému. Ve skutečnosti se jedná o obvyklou konstantní chemickou rovnováhu pro reverzibilní reakci rozpuštěné látky na ionty.

Například pro proces rozkladu sloučeniny na její částice se disociační konstanta (Kd) určí pomocí konstantních koncentrací kationtů a aniontů v roztoku, zvýšených do určité míry, odpovídajících číslům, které jsou jim vystaveny v chemické rovnici, a celkový počet zbývajících nedisociovaných vzorců solute. Závislost je sledována - čím vyšší (K _d ), tím větší je počet kationtů a aniontů v systému.

Vztah mezi koncentrací slabé rozkládající se sloučeniny, stupněm disociace a konstantou se určuje pomocí zákona Ostwald zředění rovnicí: K _d = α ² s.

Voda jako slabě disociační látka

Dipolové molekuly se ve velmi malém rozsahu rozpadají na nabité částice, protože jsou energeticky nepříznivé. Přesto existuje štěpení na kationty vodíku a hydroxylové anionty. S přihlédnutím k hydratačním procesům lze hovořit o tvorbě hydroxonového iontu a OH ^(-) ze dvou molekul vody.

Konstantní disociace je určena poměrem produktu protonů vodíku a hydroxidových skupin, nazývaných iontový produkt vody, k rovnovážné koncentraci nerozbitých molekul v roztoku.

Elektrolytická disociace vody způsobuje přítomnost v systému H ⁽⁺⁾ , která charakterizuje její kyselost a přítomnost OH ^(-) - zásaditosti. Pokud jsou koncentrace protonových a hydroxylových skupin stejné, je toto médium nazýváno neutrální. Existuje tzv. Index vodíku - to je negativní logaritmus celkového množství H ⁽⁺⁾ v roztoku. Hodnota pH nižší než 7 znamená, že médium je kyselé, více se týká jeho alkality. To je velmi důležité množství, podle jeho experimentální hodnoty biologické, biochemické a biochemické chemické reakce různé vodní systémy - jezera, rybníky, řeky a moře. Relevantnost hodnoty pH pro průmyslové procesy je rovněž nepopiratelná.

Nahrávací reakce a označení

Rovnice elektrolytické disociace pomocí chemických signálů popisuje proces rozpadu molekul na odpovídající částice a nazývá se iontová. Je mnohokrát jednodušší než standardní molekulární a má obecnější vzhled.

Při navrhování takové rovnice je třeba vzít v úvahu, že látky vysrážené nebo odstraněné z reakční směsi v plynných parách během reakce by měly být vždy zaznamenány pouze v molekulární formě, na rozdíl od elektrolytických sloučenin, jejichž silní zástupci se rozštěpí pouze na ionty řešení. Elektrolytická disociace pro ně je nevratný proces, protože sdružování je nemožné kvůli tvorbě nestípatelných látek nebo plynů. Pro tento typ rovnice platí stejná pravidla jako u jiných chemických reakcí - součet koeficientů levé a pravé strany musí být rovnoprávný pro zachování materiálové rovnováhy.

Elektrolytická disociace kyselin a bází může probíhat v několika stádiích, pokud jsou látky polybázické nebo polykyselinové. Pro každou subreakci napište svou vlastní rovnici.

Role v chemické vědě a její vývoj

Vytvoření teorie Svante Arrhenius bylo nesmírně důležité pro obecný proces formování fyzikální a zejména elektrochemické vědy. Na základě objevu takového jevu, jako je elektrolytická disociace, byly podrobeny intenzivnímu vývoji elektrodové procesy, specifika průchodu proudů různými médii, teorie vedení katodicko-anodických potenciálů. Navíc teorie řešení výrazně pokročila. Nevídané objevy také očekávaly chemickou kinetiku, oblast koroze kovů a slitin, stejně jako práce na hledání nových prostředků proti ní.

V moderním světě je stále ještě tolik nových a neznámých. Každý den se vědci stále více a více pohybují v poznání takové velké disciplíny jako je chemie. Elektrolytická disociace, stejně jako její tvůrci a následovníci, navždy zaujímali čestné místo v kontextu vývoje světové vědy.