Теория электролитической диссоциации
Для объяснения особенностей водных растворов электролитов шведским ученым С.Аррениусом в 1887 г. была предложена теория электролитической диссоциации. В дальнейшем она была развита многими учеными на основе учения о строении атомов и химической связи. Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям:
1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы - положительные и отрицательные.
Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома - это простые ионы (Na+, Mg2+, Аl3+ и т.д.) - или из нескольких атомов - это сложные ионы (NО3-, SO2-4, РОЗ-4и т.д.).
2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные - к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые - анионами.
Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами.
3. Диссоциация - обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация).
Поэтому
в уравнениях электролитической
диссоциации вместо знака равенства
ставят знак обратимости. Например,
уравнение диссоциации молекулы
электролита КA на катион К+ и анион А- в
общем виде записывается так: КА
K+
+ A-
Степень диссоциации. Сила электролитов
Степенью диссоциации электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе.
Степень диссоциации принято обозначать греческой буквой α и выражать либо в долях единицы, либо в процентах. Так, для 0,1н. раствора CH3COOH α=0.013 (или 1.3%)
Константа диссоциации
Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Величина К зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Она характеризует способность данной кислоты или данного основания распадаться на ионы: чем выше К, тем легче электролит диссоциирует.
Сильные электролиты
Сильные электролиты — электролиты,степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как:HCl, HBr, HI, HNO3).
Свойтсва кислот, оснований исолей с точки зрения теории электролитичиской диссоциации.
Кислоты. Для кислот характерны следующие общие свойства:
а) способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей;
б) способность взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода;
в) способность изменять цвета индикаторов, в частности, вызывать красную окраску лакмуса;
г) кислый вкус.
Основания. Водные растворы оснований обладают следующими общими свойствами:
а) способностью взаимодействовать с кислотами с образованием солей;
б) способностью изменять цвета индикаторов иначе, чем их изменяют кислоты (например, они вызывают синюю окраску лакмуса);
в) своеобразным «мыльным» вкусом.
Соли. Соли можно определить как электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от гидроксид-ионов. Таких ионов, которые были бы общими для водных растворов всех солей, нет; поэтому соли и не обладают общими свойствами. Как правило, соли хорошо диссоциируют, и тем лучше, чем меньше заряды ионоз, образующих соль.