2. Теорія електролітичної дисоціації. Ступінь і константа дисоціації. Сильні і слабкі електроліти.
Сванте Арреніус звернув увагу на тісний зв'язок між здатністю розчинів солей, кислот і основ проводити електричний струм.
Речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм, називаються електролітами. Речовини, розчини або розплави яких не проводять електричного струму, називаються неелектролітами. Розпад електролітів на іони під час їхнього розчинення у воді називається електролітичною дисоціацією.
Основні положення теорії електролітичної дисоціації
1) Електроліти під час розчинення у воді розпадаються (дисоціюють) на позитивно й негативно заряджені іони. Розпад на іони здійснюється під дією диполів води. 2) Йони в розчині перебувають у гідратованому стані, тобто вони оточені диполями води.
3) Під дією електричного струму позитивно заряджені іони (катіони) рухаються до катода, негативно заряджені (аніони) — до анода. Завдяки руху іонів розчини електролітів проводять електричний струм.
4) У розчинах на іони розпадаються речовини з іонним і ковалентним полярним зв’язком.
Силу електролітів можна пояснити ступенем іонності зв’язку, що підлягає розриву при дисоціації. Оскільки в солях між іонами металів та кислотних залишків зв’язок іонний, то майже всі солі належать до сильних електролітів. Аналогічний підхід справедливий також і для кислот та основ. Але якщо в основ полярність зв’язку між атомом металу й гідроксильною групою визначається тільки електронегативністю атома металу, то для кислот полярність зв’язку між атомами Оксигену та Гідрогену залежить від якісного й кількісного складу кислотного залишку.
У кислот, до складу яких атоми Оксигену не входять НЕ, сила кислот залежить від розміру атома Е. Чим більший радіус атома, тим більша довжина зв’язку Н-Е, а отже, тим простіше його розірвати й тим більшою є сила кислоти. Таким чином, у ряді галогеноводневих кислот зі збільшенням порядкового номера галогену сила кислоти збільшується: плавикова кислота є слабкою, а йодоводнева кислота — сильною, тобто сила кислот змінюється в ряді: HF < НСl < НВr < НІ.
Силу оксигеновмісних кислот можна визначити за формулою Е(ОН)mОn. Якщо n < 2 — кислота слабка, якщо n більше або дорівнює 2 — сильна.
Взаємозв’язок сили кислоти із числом атомів Оксигену, які не входять до складу гідроксильних груп, можна пояснити в такий, спосіб. Атом Оксигену, як найбільш електронегативний, притягує до себе спільні електронні пари. У результаті електронна густина від атома Оксигену в групі ОН зміщується в бік кислото-твірного елемента й зв’язок між атомами Оксигену та Гідрогену в гідроксильній групі стає більш полярним.
Чим
більше число атомів Оксигену, які не
входять до групи ОН, тим полярніший
зв’язок і сильніша кислота.
Ступінь
дисоціації
—
відношення числа молекул N,
що розпалися на іони, до загального
числа розчинених молекул
:
.
Ступінь дисоціації виражається в частках одиниці або у відсотках. Якщо ступінь дисоціації менший 3 %, то електроліт називається слабким, якщо більший 30 % — сильним. Електроліти, ступінь дисоціації яких лежить у межах від 3 до 30 %, називаються електролітами середньої сили.
Як і будь в якій системі настає рівновага, і виражається вона константою дисоціації
КА
К+
+ А–.
,
при
розрахунку константи дисоціації
враховуються концентрації іонів що
розпалися.
Сильними електролітами називаються такі електроліти, ступінь дисоціації яких в розчинах дорівнює одиниці (тобто дисоціюють повністю) і не залежить від концентрації розчину. До них відносяться більшість солей, які вже в кристалічному стані побудовані з іонів, гідроксиди лужних і лужноземельних металів, деякі кислоти (НС l, HBr, HI, HClO 4, HNO 3).
Слабкі електроліти – ступінь дисоціації менше 30 %. приклади (ацетатна кислота, див таблицю). У розчинах слабких електролітів встановлюється рівновага між не дисоційованими молекулами та продуктами їх дисоціації – іонами.
Кислоти
дисоціюють на катіони Гідрогену й аніони
кислотного залишку, наприклад:
.
Луги
дисоціюють на катіони металу (або іони
амонію
)
та аніони гідроксигрупи, наприклад:
.
Солі
дисоціюють на катіони металу (або іони
амонію
)
та аніони кислотного залишку, наприклад:
.
На іони не розпадаються осади, гази, а також вода — сполука, яка мало дисоціює.