Теорија електролитичке дисоцијације - једна од главних у хемији

Када се раствори у води, електролитске супстанце се разлажу у набијене честице - ионе. Супротно је моларизација или асоцијација. Формирање јона објашњава теорију електролитичке дисоцијације (Аррхениус, 1887). На механизам разлагања хемијских једињења током топљења и растварања утичу карактеристике типова хемијских веза, структура и природа растварача.

Електролити и непроводници

Разарање се дешава у растворима и растопи цристал латтицес и молекуле - електролитичка дисоцијација (ЕД). Распадање супстанци је праћено формирањем јона, појавом таквих својстава као што је електрична проводљивост. Није свако једињење способно да се дисоцира, већ само супстанце које се у почетку састоје од јона или високо поларних честица. Присуство слободних јона објашњава својство електролита за провођење струје. Базу, со, многе неорганске и неке органске киселине поседују ову способност. Неводници се састоје од ниско-поларних или неполаризованих молекула. Они се не разлажу на ионе, јер нису електролити (многи органски спојеви). Носиоци набоја су позитивни и негативни јони (катиони и аниони).

Улога С. Аррхениуса и других хемичара у проучавању дисоцијације

Теорију електролитичке дисоцијације доказао је 1887. године научник из Шведске С. Аррхениус. Али прве опсежне студије о својствима решења извео је руски научник М. Ломоносов. Доприносило је проучавању набијених честица насталих растварањем супстанци, Т. Гротгус и М. Фарадаи, Р. Ленз. Аррхениус је доказао да има много неорганских електролита и неких органска једињења. Шведски научник објаснио је електричну проводљивост раствора распадањем супстанце у ионе. Теорија Аррениусове електролитичке дисоцијације није придала важност непосредном учешћу молекула воде у овом процесу. Руски научници Менделеев, Каблуков, Коновалов и други су веровали да се одвија солватација - интеракција растварача и раствора. Када је реч о воденим системима, користи се назив „хидратација“. Ово је сложен физичко-хемијски процес, о чему сведоче формирање хидрата, термалних појава, промена боје материје и појава седимента.

Основне одредбе теорије електролитичке дисоцијације (ТЕД)

Многи научници су радили на разјашњавању теорије С. Аррхениуса. Било је неопходно побољшати га, узимајући у обзир савремене податке о структури атома, хемијској вези. Формулисане су главне одредбе ТЕД-а, које се разликују од класичних теза с краја КСИКС века:

1. Процес топљења или растварања праћен је дисоцијацијом електролита у ионе. Дакле (на сугестију Фарадејевог) називају се честице са набојем ("+" или "-") које се разликују од неутралних атома у структури валентних љуски и стабилности, су обојене и безбојне. Иони могу бити једноставни: На ⁺ , Цл ^- , С ^2- , Ал ³⁺ . Постоје набијене честице које се састоје од група атома: ЦО ^2- , НХ ⁴⁺ . Из грчког језика назив "ион" се преводи као "лутање", што указује на случајност ширења ових честица.
2. Утицај спољашњег електричног поља узрокује да се јони уредно крећу унутар простора електролита. Свака негативна честица је усмјерена на аноду (позитивна електрода). Иони са знаком "+" почињу да се крећу према катоди (негативна електрода).
3. Истовремено, распадање у ионе и комбинација ових честица јављају се у растворима, тако да се дисоцијација односи на реверзибилне физичко-хемијске процесе.

   

Појава која се појављује мора се узети у обзир при састављању једнаџби: примијенити посебан знак реверзибилног процеса, израчунати негативне и позитивне набоје: морају се подударати у суми.

Механизам ЕД јонских супстанци

Модерна теорија електролитичке дисоцијације узима у обзир структуру електролитских супстанци и растварача. Када се растворе, везе између супротно набијених честица у ионским кристалима уништавају се дејством поларних молекула воде. Они буквално "вуку" јоне из масе у раствор. Распад је праћен формирањем солватне (у води - хидратација) љуске око јона. Поред воде, кетони, нижи алкохоли, имају већу диелектричну константу. Током дисоцијације натријум хлорид На ⁺ и Цл ^- иони региструју почетну фазу, што је праћено оријентацијом водених дипола у односу на површинске ионе у кристалу. У завршној фази, хидратизовани јони се ослобађају и дифундирају у течност.

Механизам једињења ЕД са ковалентно јако поларном везом

Молекули растварача утичу на кристалну структуру нејонских супстанци. На пример, ефекат водених дипола на хлороводоничну киселину доводи до промене типа везе у молекулу од ковалентног полара до јона. Супстанца дисоцира, хидрирани водонични и хлорни јони улазе у раствор. Овај пример доказује значај процеса који се јављају између честица растварача и раствореног једињења. Управо та интеракција доводи до формирања електролитних јона.

Теорија електролитичке дисоцијације и главне класе неорганских једињења

У светлу главних одредби ТЕД-а, електролит се може назвати киселином, а током распада који од позитивних јона може се детектовати само протон Х ⁺ . Дисоцијација базе праћена је формирањем или ослобађањем кристалне решетке само ОХ аниона и катиона метала. Нормална сол када се раствори даје позитиван метални ион и негативан - остатак киселине. Главну сол карактерише присуство два типа аниона: ОХ група и киселински остатак. У киселој соли катиона присутни су само водоник и метал.

Електролитска чврстоћа

Да би се окарактерисало стање неке супстанце у раствору, коришћена је физичка величина - степен дисоцијације (α). Нађите његову вредност од односа броја сломљених молекула до њиховог укупног броја у раствору. Дубина дисоцијације одређена је различитим условима. Важни диелектрични индикатори растварача, структура растворених једињења. Типично, степен дисоцијације опада са повећањем концентрације и повећава се са повећањем температуре. Често се степен дисоцијације одређене супстанце изражава у фракцијама јединице.

Класификација електролита

Теорија електролитичке дисоцијације на крају КСИКС века није садржала одредбу о интеракцији јона у раствору. Утицај молекула воде на дистрибуцију катјона и аниона је био незнатан за Арренија. Арренијове идеје о јаким и слабим електролитима су биле формалне. На основу класичних позиција може се добити α = 0.75–0.95 за јаке електролите. Експерименти су доказали иреверзибилност њихове дисоцијације (α → 1). Солубилне соли, сумпорне и хлороводонична киселина алкали. Делимично дисоциати сумпор, азот, флуоро флуор, фосфорна киселина. Слаби електролити су силицијумска, сирћетна, хидросулфурна и карбонска киселина, амонијум хидроксид, нерастворљиве базе. Вода се назива и слабим електролитима. Мали део Х ₂ О молекула дисоцира, а јони су истовремено моларизовани.