Основные положения теории Аррениуса.

1. При растворении в воде молекулы кислот, оснований и солей диссоциируют на ионы по схеме: МА ↔ М⁺ + А^-

Во внешнем электрическом поле образовывавшиеся при диссоциации ионы движутся: положительные к катоду, отрицательные к аноду, и называются соответственно катионами и анионами.

МА ↔ М⁺ + А^- - в случае, если электролит 1,1-валентный;

ν₊, ν_- - числа катионов и анионов в растворах многовалентных электролитов

Пример:

Na₃⁺PO₄^-3 ↔ 3Na⁺ + PO₄^3-

ν₊ = 3; ν_- = 1 – стехиометрические коэффициенты

z₊ =1; z_- = 3

z₊ , z_- заряды катионов и анионов соответственно.

2. Диссоциация молекул на ионы в ряде случаев бывает неполной, то есть не все молекулы распадаются на ионы, а лишь некоторая их доля α.

α – доля распавшихся молекул; (1- α) – доля недиссоциированных молекул.

Величина α называется степенью диссоциации и всегда α<1. Экспериментально определяется кажущаяся степень диссоциации, так как в реальных растворах электролитов всегда имеет место ион - ионное, ион - дипольное взаимодействие, приводящее к уменьшению этой величины.

Если при диссоциации 1 молекулы образуется ν = ν₊ + ν_- ионов, то молярная концентрация частиц в растворе будет выражаться суммой ανс + (1- α)с = с(αν + (1- α)) = с[1 + α(ν -1)]

[1 + α(ν -1)] = i – показывает во сколько раз увеличивается общая молярная концентрация раствора при диссоциации молекул на ионы, i>1. По смыслу данная величина соответствует изотоническому коэффициенту Вант- Гоффа, который вводится как поправочный коэффициент в уравнения для растворов электролитов, чтобы теория совпадала с экспериментом.

3. К процессу электролитической диссоциации применим закон действующих масс, из которого вытекает закон разведения (разбавления) Оствальда. Вывод его прост: при диссоциации 1,1-валентного электролита МА ↔ М⁺ + А^-, (с – концентрация электролита), образуется αс –катионов, αс –анионов и (1-α)с –недиссоциированных молекул.

Константа диссоциации:

Величина обратная концентрации имеет размерность объема 1 моля: V=1/c л/моль, и называется разведением, или разбавлением.

Поэтому закон Оствальда в форме: К = α²/[(1-α)V], и называется законом разведения.

Величина К=const при Т=const для слабого электролита, а степень диссоциации α есть функция концентрации или разведения: α = f(c). Поэтому решая данное квадратное уравнение относительно α, при α>0, получим для α следующее выражение:

c – концентрация.

При К→ ∞, α→1 и имеет место полная диссоциация (для сильных электролитов).

При К²<<4сК, α ≈ или α ≈ (для слабых электролитов).

При чем во всех случаях электролит должен быть бинарным и симметричным. Для несимметричных электролитов теория усложняется.

Диссоциация солей, кислот и оснований

Ионы, образующиеся при диссоциации разных электролитов, различны. Диссоциация кислот идет с образованием катиона водорода и анионов кислотного остатка:

НСl<=> Н⁺ + Сl^-.

H₂S0₄ <=>2H⁺ + SOI^-

Кислотные остатки могут быть различными, а ион водорода образуется при диссоциации всех кислот. Следовательно, кислотами называются соединения, дающие в растворе ионы водорода и кислотного остатка. Все общие свойства кислот объясняются образованием в растворе любой кислоты гидратированных ионов водорода,

Для многоосновных кислот характерна ступенчатая диссоциация:

H₂S0₄ <=>H⁺ + HSO₄^- HS0₄ <=>H⁺ + HSO₄^2- При диссоциации оснований образуются катионы металла и общие для всех оснований анионы гидраксила ОН-: K0H<=>K⁺ + OH^- Са(ОН)₂ <=>Са² + 2OH^-.

Таким образом, основания можно определить как соединения, дающие в водном растворе ионы гидроксила. Следовательно, носителем всех общих свойств оснований является ион гидроксила. Основания многовалентных металлов подвергаются ступенчатой диссоциации. Например:

Fe(OH)2 <=>(FeOH)⁺ + OH^- (FeOH)+ <=>Fe2+ OH^-

Существуют гидроксиды, обладающие а м ф о т е р-н ы м и свойствами, т. е. способные проявлять свойства кислоты и основания. Объясняется это тем, что диссоциация таких молекул может происходить как по типу кислоты, так и по типу основания.

Н+ + МеO^- <=> МеОН <=> Ме⁺ + OH^-

где МеОН — условное обозначение амфотерного электролита. Между всеми продуктами диссоциации устанавливается сложное равновесие.Соли при диссоциации образуют катионы металла и анионы кислотного остатка:

NaN0₃ <=> Na+ + N0₃- К₃Р0₄ <=>3K⁺ + PO₄^3- СаСl2 т<=> Са²⁺ + 2Сl^-

Ионов, которые были бы общими для водных растворов всех солей, нет, поэтому соли не обладают общими свойствами. При растворении кислых солей в растворе образуются катионы металла и сложные ионы кислотного остатка, которые в свою очередь подвергаются диссоциации с образованием ионов Н+:

NaHS0₃ <=>Na+ + HSO₃^-

HS0₃"<=>H+ + SO₃^2-

При диссоциации основных солей образуются анионы кислоты и сложные катионы, состоящие из металла и гидроксильной группы. Эти сложные ионы также подвергаются диссоциации:

ZnOHCl<=>(ZnOH)++Сl^-.

(ZnOH)+<=>Zn²⁺ + OH^-