1.6.3. Теорія електролітичної дисоціації

Наприкінці XIX ст. стало зрозумілим, що серед неорганічних сполук існує велика група речовин, які мають такі особливості поведінки в розчинах:

• фізичні властивості їх розчинів свідчать, що в них міститься часток значно більше, ніж повинні містити молекули;

• при зливанні розчинів цих речовин реакції, якщо вони повинні були супроводжуватися утворенням малорозчинних сполук, протікали миттєво;

• розчини цих речовин у воді та інших полярних (тих, що мають високе значення діелектричної проникності є) розчинниках проводили електричний струм, однак, за механізмами, які відрізнялися від електропровідності металів.

За здатність утворювати розчини, що проводять електричний струм, ці речовини були названі електролітами. Інші речовини називають неелектролітами. Після тривалої дискусії шведським ученим С. Ареніусом була запропонована теорія, що дозволяла пояснити всі особливості поведінки розчинів електролітів. Цю теорію назвали Теорією електролітичної дисоціації.

Основні тези цієї теорії такі:

• молекули електролітів під час розчинення розпадаються (дисоціюють) на позитивно та негативно заряджені йони; кількість позитивних та негативних зарядів завжди однако­ва, оскільки розчин у цілому електронейтральний;

• процес дисоціації є зворотним.

Процес дисоціації

Для електролітів, що мають іонну кристалічну ґратку, процес дисоціації зрозумілий — при контакті з розчинником йони просто один за одним переходять у розчин. Але дисоціюють і такі речовини, в яких атоми зв'язані один з одним полярним ковалентним зв'язком. На­приклад, хлороводень. Як це відбувається? Молекула хлороводню, потрапляючи до полярно­го розчинника, починає взаємодіяти з диполями його молекул.

Таким чином, зрозуміло, що хімічний зв'язок у молекулі хлороводню поляризується на­стільки, що валентний електрон атома Гідрогену повністю переходить на валентний рівень атома Хлору і утворюються два йони — йон Гідрогену та йон Хлору. Між ними здійснюється йонний хімічний зв'язок.

Сильні й слабкі електроліти

Якщо при взаємодії речовини з водою утворюються йони, але реакція не відбувається до кінця і в розчині залишаються молекули вихідної речовини, тобто процес електролітичної дисоціації є зворотним, то такі речовини називають слабкими електролітами.

До слабких електролітів належать вода, амоніак, малорозчинні основи (не луги), напри­клад Си(ОН)₂, деякі кислоти (НГ, Н₂С0₃, Н₂8, органічні кислоти — оцтова, яблучна, лимон­на). Так, наприклад, з кожних 185 000 молекул оцтової кислоти у водних розчинах дисоціює лише одна.

Сильними електролітами називають речовини, у яких в розчині відсутні молекули. Ди­соціація сильних електролітів проходить незворотно. До таких електролітів належать біль­шість солей, луги, а також сильні кислоти: НСІ, Н₂80₄, НМ0₃, НСІ0₃, НСІ0₄.

Ступінь дисоціації'

Мірою здатності молекул електролітів розпадатися на йони є ступінь дисоціації:

N

заг.

де ^_ис — число молекул, що продисоціювали; N_зш — загальне число молекул.

Для сильних електролітів, особливо в розбавлених розчинах, значення а наближається до (але ніколи не дорівнює) одиниці, для слабких воно може мати дуже мале значення. Так, ступінь дисоціації купрум (II) сульфату має порядок 10^-64.

Йонні реакції

Хімічні реакції між електролітами у розчинах — це реакції між йонами. У зв'язку з цим рівняння реакції, наприклад, між натрій нітратом та калій хлоридом мож­на записати у молекулярній:

МаМ0₃ + КСІ = МаСІ + КМ0₃

та йонній формах:

^ + + N03 + ^к+ + СІ^- = ^ + + СІ^- + К+ + N03 .

Порівнюючи ці рівняння, бачимо, що якщо перше з них дозволяє припустити, що реакція відбувається, то друге рівняння показує, що і в правій, і в лівій його частинах містяться одні й ті самі йони, тобто реакція не відбувається. Це пов'язане з тим, що як вихідні, так і кінцеві речовини є сильними електролітами. Реакція між сильними електролітами відбувається, як­що в результаті взаємодії утворюється слабкий електроліт. Класичним прикладом є реакція нейтралізації:

НС1 + МаОН = МаСІ + Н₂О,

або в йонній формі:

Н+ + С^- + Ма+ + ОН^- = Ма+ + СІ^- + Н₂О.

Якщо вилучити йони, що наявні в правій і лівій частинах рівняння, одержимо:

Н+ + ОН^- = Н₂О.

Перше з наведених йонних рівнянь називається повним, а друге — скороченим йонним рівнянням. З останнього випливає, що в розчинах електролітів у реакцію вступають тільки ті йони, взаємодія яких приводить до утворення молекул слабких електролітів. За допо­могою скорочених йонних рівнянь можна класифікувати хімічні реакції. Так, наведене вище скорочене йонне рівняння повністю характеризує всі реакції нейтралізації.

Типи електролітів

За допомогою процесу дисоціації можна класифікувати також електроліти. Так, якщо подати у загальному вигляді дисоціацію кислот як

Н_хА ^ ХН+ + А^х-,

то можна сказати, що, з точки зору електролітичної дисоціації, кислотою називається речо­вина, молекули якої виділяють при дисоціації йони водню. Саме у такий спосіб можна подати дисоціацію гідроксидів:

В(ОН)_х ^ В^х+ + ХОН^-,

де В — метал або фрагмент основної солі.

Можна сказати, що, з точки зору електролітичної дисоціації, основи — це речовини, моле­кули яких виділяють під час дисоціації гідроксид-йони.

На відміну від кислот і основ, солі не можуть бути охарактеризовані одним йоном, оскільки хімічні властивості солей залежать як від металу, так і від кислотного залишку, тому з точки зору теорії електролітичної дисоціації, солі — це речовини, молекули яких дисоціюють на йони металу та кислотного залишку.

Дисоціація води

Вода посідає особливе місце серед електролітів.

Молекулу води можна зобразити як диполь, що має два полюси. Молекула має кутову фор­му, тому що атоми Гідрогену розташовані під кутом 104,5 °. Схематично це має такий вигляд:

О

Н Н \+/

Молекули води дисоціюють з утворенням йонів водню та гідроксид-йонів:

Н₂0 ^ н+ + он^-,

тобто вода виявляє амфотерні властивості, є одночасно і кислотою, і основою. Як кисло­та вода повинна обумовлювати кислу реакцію, а як основа — лужну. Нейтральна реакція чистої води обумовлена тим, що число йонів водню в ній дорівнює числу гідроксид-йонів. Во­да — дуже слабкий електроліт. Для слабких електролітів доведено, що добуток рівноважних концентрацій їх йонів є постійною величиною і називається добутком розчинності (позна­чають ДР), тобто

ДР_Нг0 = [Н+ ] + [ОН^- ].

Водневий показник рн

Декількома незалежними методами було визначено, що при 25 °С ДРн₂о = 10 ¹⁴, тобто С + = 10^-7, тоді Ід С + = _—7, або - Ід С + = 7. Від'ємний логарифм концентрації йонів водню називається рН, тобто для нейтральної реакції середовища рН = 7. При підкисленні роз­чину концентрація йонів водню підвищується, а її від'ємний логарифм зменшується. От­же, якщо у даного розчину рН < 7, то це означає, що середовище розчину кисле, а при рН > 7 — лужне.

Шадловський В. (наступні 10 сторінок)