Електролитичка дисоцијација: једначина, степен, константа, реакција

Основни стуб хемије, заједно са периодичним системом Д. И. Менделејева, структура органских једињења А. М. Бутлерова, друга значајна открића, је теорија електролитичке дисоцијације. Године 1887. развио га је Сванте Аррхениус да би објаснио специфично понашање електролита у води, другим поларним течностима и топљењу. Пронашао је компромис између две категорички различите теорије о решењима која постоје у то време - физичка и хемијска. Први је навео да раствор и растварач не утичу једни на друге, формирајући једноставну механичку смешу. Други је да између њих постоји хемијска веза. Показало се да су та и друга својства инхерентна решењима.

У наредним фазама развоја науке, многи научници су наставили истраживање и развој у овој области, ослањајући се на доступне информације о структури атома и природи хемијских веза између њих. Конкретно, И. А. Каблуков се бавио питањем процеса солватације, а ВА Кистјаковски је одредио зависност подизања колоне течности у капилари у условима тачке кључања на молекулску масу.

Модерна интерпретација теорије

Пре открића овог открића, нису проучаване многе особине и околности процеса раздвајања, као ни сама решења. Електролитичка дисоцијација је процес разлагања супстанце у њене саставне јоне у води или другим поларним течностима, интеракција честица једињења са молекулима растварача, појава покретљивости катиона и аниона у решеткама услед топљења. Као резултат, формиране супстанце добијају нову особину - електричну проводљивост.

Јони, који су у слободном стању раствора или растопљени, међусобно делују. Вјероватно наелектрисани одбијају се међусобно, за разлику од њих - привлаче. Напуњене честице се растварају молекулима растварача - сваки је чврсто окружен стриктно оријентисаним диполима према кулонским силама привлачења, у конкретном случају они су хидрирани ако је медиј водени. Катиони увек имају велике радијусе од аниона због специфичности локације честица око њих са набојем локализованим на ивицама.

Састав, класификација и називи набијених честица у светлу електролитичке дисоцијације

Ион је атом или група атома који су носиоци позитивног или негативног набоја. Они имају конвенционалну поделу на једноставне (К ⁽⁺⁾ , Ца ⁽²⁺⁾ , Х ⁽⁺⁾ - које се састоје од једног хемијског елемента), комплексне и комплексне (ОХ ^(-) , СО ₄ ^(2-) , ХЦО ₃ ^{(- )} - од неколико). Ако је катион или анион везан за молекул растварача, он се назива солватиран, са диполом Х ₂ О молекула хидрираним.

Када дође до електролитичке дисоцијације воде, ^{формирају} се две набијене честице Х ⁽⁺⁾ и ОХ ^(-) . Протон водоника узима слободну орбиталу усамљени електронски пар кисеоника из другог молекула воде, услед чега се формира хидрокси јон Х3О ⁽⁺⁾ .

Главне одредбе открића Аррхениуса

Сви представници класе неорганских једињења поред оксида, у растворима оријентисаних дипола течности дезинтегрирају се, у хемијском смислу, у већој или мањој мери дисоцирају на своје саставне јоне. Присуство електричне струје не захтева овај процес, једначина електролитичке дисоцијације је њен шематски запис.

Улазећи у раствор или растопити, јони могу бити изложени електричној струји и кретати се усмјерено према катоди (негативна електрода) и аноди (позитивној). Потоњи привлаче супротно набијене атомске агрегате. Отуд честице и њихова имена - катиони и аниони.

У исто време и истовремено са дезинтеграцијом неке супстанце, у току је обрнути процес - асоцијација јона у оригиналне молекуле, тако да не долази до стопостотног растварања супстанце. Таква једначина за реакцију електролитичке дисоцијације садржи знак једнакости између десне и леве стране. Електролитичка дисоцијација, као и свака друга реакција, поштује законе који регулишу хемијску равнотежу, није изузетак и закон масовног деловања. Наводи се да је брзина процеса распадања у јоне пропорционална концентрацији електролита.

Класификација супстанци током дисоцијације

Хемијска терминологија дели материје на нерастворљиве, слабо растворљиве и растворљиве. Последња два су слаби и јаки електролити. Информације о растворљивости одређених једињења су сумиране у табели растворљивости. Дисоцијација јаких електролита је неповратан процес, потпуно се разлаже на ионе. Слаба су само делимично, инхерентна феномену асоцијације, па самим тим и равнотежи процеса који се одвијају.

Важно је напоменути да не постоји директна веза између растворљивости и јачине електролита. У јаким може бити блага. Као и слаби електролити могу бити добро растворљиви у води.

Примери једињења чија решења проводе струју

Класа "јаки електролити" укључује све добро дисоцирајуће киселине, као што су азотна, хлороводонична, бромна, сумпорна, перхлорна и друге. Једнако су слични алкални хидроксиди и појединачни представници групе "земноалкалних метала". Интензивна електролитичка дисоцијација соли, осим одређених цијаната и тиоцијаната, као и живин (ИИ) хлорида.

Класа "слабих електролита" представља преостали минерал и готово све органске киселине: карбонске, сулфид, бор, азот, сумпор, силициј, сирћет и други. Као и слабо растворљиве и угљоводоничне базе и амфотерни хидроксиди (магнезијум хидроксид, берилијум, гвожђе, цинк у оксидациона стања (2+)). С друге стране, молекули воде су веома слаби електролити, али се и даље распадају у ионе.

Квантитативни опис процеса дисоцијације

Степен електролитичке дисоцијације заправо карактерише опсег процеса раздвајања. Може се израчунати - број честица подељених на ионе мора се подијелити са укупним бројем молекула отопљене супстанце у систему. Ову вредност означавамо словом "алфа".

Логично је да је за јаке електролите "α" једнак једном или сто посто, јер је број дезинтегрисаних честица једнак њиховом укупном броју. За слабе - увек мање од једног. Потпуно разлагање иницијалних молекула у ионе у воденој средини се не дешава, а одвија се обрнути процес.

Главни фактори који утичу на комплетност пропадања

Бројни неоспорни фактори утичу на степен електролитичке дисоцијације. Пре свега, важна је природа растварача и супстанца која се разлаже у њој. На пример, сви јаки електролити имају ковалентно снажну поларну или ионску везу између честица састојака. Течности су представљене диполима, нарочито водом, у молекулима постоји раздвајање наелектрисања, а као резултат њихове специфичне оријентације долази до електролитичке дисоцијације растворене супстанце.

Вриједност алфа је инверзно погођена концентрацијом. Са његовим порастом, вредност степена дисоцијације се смањује, и обрнуто. Сам процес је потпуно ендотермичан, тј. Потребна је одређена количина топлоте да би се иницирала. Утицај температурног фактора је оправдан на следећи начин: што је већи, то је већи степен дисоцијације.

Секундарни фактори

Полибазичне киселине, као што је фосфорна киселина, и базе у композицији са неколико хидроксилних група, на пример, Фе (ОХ) ₃ , разлажу се у јоне у корацима. Одређује се зависност - свака наредна фаза дисоцијације се карактерише степеном који је хиљаду или десетине хиљада пута мањи од претходног.

Додавање других електролита систему, који мењају концентрацију једног од јона главног раствора, може такође да промени степен разлагања. То подразумева померање равнотеже у правцу који је одређен правилом Ле Цхателиер-Бровн-а - реакција се одвија у смеру у коме се посматра неутрализација утицаја на систем споља.

Константа класичног равнотежног процеса

За карактеризацију процеса разградње слабог електролита, поред његовог степена, користи се константа електролитичке дисоцијације (К _д ), која се изражава односом концентрација катјона и аниона према квантитативном садржају иницијалних молекула у систему. У ствари, уобичајена константна хемијска равнотежа за реверзибилну реакцију растворене супстанце у јоне.

На пример, за процес разлагања једињења у његове саставне честице, константа дисоцијације (К _д ) ће бити одређена приватним константним концентрацијама катјона и аниона у раствору, подигнутим до степена, који одговара бројевима који се налазе у њиховој хемијској једначини, и укупном броју преосталих не-дисоцираних формула јединица солуте. Зависност се прати - што је већа (К _д ), већи је број катиона и аниона у систему.

Однос између концентрације слабог једињења које се распада, степена дисоцијације и константе се одређује коришћењем Оствалдовог закона разређења једнаџбом: К _д = α ² с.

Вода као слабо дисоцирајућа супстанца

Диполни молекули у врло малој мери дезинтегрирају у набијене честице, јер је енергетски неповољан. Ипак, постоји цепање у водоник катионе и хидроксил анионе. Узимајући у обзир процесе хидратације, може се говорити о формирању хидроксиона јона и ОХ ^(-) из два молекула воде.

Константна дисоцијација одређена је односом продукта протона водоника и хидроксидних група, који се називају ионски продукт воде, са равнотежном концентрацијом не-распаднутих молекула у раствору.

Електролитичка дисоцијација воде узрокује присуство у систему Х ⁽⁺⁾ , које карактеришу његову киселост, и присуство ОХ ^(-) - базичности. Ако су концентрације протонске и хидроксилне групе једнаке, овај медиј се назива неутралан. Постоји такозвани водиков индекс - то је негативни логаритам укупне количине Х ⁽⁺⁾ у раствору. ПХ мањи од 7 означава да је медиј киселински, више је о његовој алкалности. Ово је веома важна количина, по својој експерименталној вредности, биолошка, биохемијска и хемијске реакције разни водни системи - језера, рибњаци, ријеке и мора. Значај пХ вредности за индустријске процесе је такође непорецив.

Снимање реакција и ознака

Једнаџба електролитичке дисоцијације помоћу хемијских знакова описује процесе дезинтеграције молекула у одговарајуће честице и назива се ионски. Он је много пута једноставнији од стандардног молекула и има општији изглед.

Приликом израде овакве једначине потребно је узети у обзир да твари које се таложе или уклањају из реакцијске смјесе у саставу плиновитих пара за вријеме реакције треба увијек биљежити само у молекуларном облику, за разлику од електролитних спојева, чији се јаки представници само дијеле на ионе решења. Електролитичка дисоцијација за њих је иреверзибилни процес, јер је удруживање немогуће због формирања не-фисијских супстанци или гасова. За ову врсту једначина примењују се иста правила као и за друге хемијске реакције - сума коефицијената леве и десне стране мора бити једнака једна другој да би се одржала материјална равнотежа.

Електролитичка дисоцијација киселина и база може ићи у неколико фаза, ако су супстанце полибазичне или полиакидне. За сваку подрекцију напишите сопствену једначину.

Улога у хемијској науци и њен развој

Стварање Сванте Аррхениусове теорије било је од највећег значаја за општи процес формирања физичке и, посебно, електрокемијске науке. На основу открића таквог феномена као што је електролитичка дисоцијација, електродни процеси, специфичности проласка струја кроз различите медије, теорија вођења катодно-анодних потенцијала, добиле су интензиван развој. Поред тога, теорија решења је значајно напредовала. Неочекивана открића су такође чекала хемијску кинетику, област корозије метала и легура, као и рад на проналажењу нових средстава заштите од ње.

У модерном свету још увек има много нових и непознатих. Сваки дан, научници се крећу све даље и даље у познавању тако велике дисциплине као што је хемија. Електролитичка дисоцијација, као и њени ствараоци и следбеници заувек су заузимали часно место у контексту развоја светске науке.