1.3.4 Механизм электролитической диссоциации ионных веществ.

При растворении соединений с ионными связями (например, NaCl) процесс гидратации начинается с ориентации диполей воды вокруг всех выступов и граней кристаллов соли.

Ориентируясь вокруг ионов кристаллической решетки, молекулы воды образуют с ними либо водородные, либо донорно-акцепторные связи. При этом процессе выделяется большое количество энергии, которая называется энергией гидратации.

Энергия гидратации, величина которой сравнима с энергией кристаллической решетки, идет на разрушение кристаллической решетки. При этом гидратированные ионы слой за слоем переходят в растворитель и, перемешиваясь с его молекулами, образуют раствор.

1.3.5 Механизм электролитической диссоциации полярных веществ

Аналогично диссоциируют и вещества, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи. Вокруг каждой полярной молекулы вещества (например, HCl), определенным образом ориентируются диполи воды. В результате взаимодействия с диполями воды полярная молекула еще больше поляризуется и превращается в ионную, далее уже легко образуются свободные гидратированные ионы.

1.4 Термодинамика процессов растворения

Движущими силами образования растворов являются энтропийный и энтальпийный факторы. При растворении газов в жидкости энтропия всегда уменьшается (ΔS<0), а при растворении кристаллов возрастает (ΔS>0). Чем сильнее взаимодействие растворённого вещества и растворителя, тем больше роль энтальпийного фактора в образовании растворов. Знак изменения энтальпии растворения определяется знаком суммы всех тепловых эффектов процессов, сопровождающих растворение, из которых основной вклад вносят разрушение кристаллической решётки на свободные ионы (ΔН > 0) и взаимодействие образовавшихся ионов с молекулами растворителя (сольтивация, ΔН < 0). При этом независимо от знака энтальпии при растворении (абсолютно нерастворимых веществ нет) всегда ΔG = ΔH – T^.ΔS < 0, т. к. переход вещества в раствор сопровождается значительным возрастанием энтропии вследствие стремления системы к разупорядочиванию. Для жидких растворов (расплавов) процесс растворения идёт самопроизвольно (ΔG < 0) до установления динамического равновесия между раствором и твердой фазой.

При растворении выделяют три основных процесса (с точки зрения термодинамики):

а) разрушение химических и межмолекулярных связей, требующее затраты энергии ΔH₁>0;

б) химическое взаимодействие растворителя и растворённого вещества с образованием сольватов – выделение энергии ΔH₂<0;

в) самопроизвольное равномерное распределение сольватов в растворителе: ΔH₃>0.

Суммарный тепловой эффект ΔH= ΔH₁+ ΔH₂+ ΔH_3.

ΔH<0 – экзотермическое растворение.

ΔH>0 – эндотермическое растворение.

Равновесие ΔG=0, ΔG= ΔH+TΔS – насыщенный раствор.

1.5 Теория кислот и оснований

Множество химических реакций может быть рассмотрено с позиций кислотно-основных взаимодействий. Такие вопросы, как трактовка механизмов реакций, кислотный и основной катализ, влияние различных факторов на ход процесса, в основном базируются на учете кислотно-основных взаимодействий. Овладеть оценкой кислотно-основных взаимодействий - это значит понять сущность химической реакции и иметь возможность управлять ею.

Рассмотрим кратко эволюцию взглядов на природу кислот и оснований. Термины "кислоты" и "основания" сформировались еще в XVII веке, однако их содержание неоднократно пересматривалось и уточнялось. Лишь в конце прошлого века после появления теории электролитической диссоциации (С.Аррениус, 1887 год) сформировалась первая научная ионная теория кислот и оснований (Д.Оствальд, С.Аррениус, 1890 год).

Важной вехой в развитии взглядов на кислоты и основания явилось сформулированное А. Ганчем в 1917-1927 годах понятие об амфотерности - способности некоторых соединений проявлять как кислотные, так и основные свойства в зависимости от условий и природы реагентов, участвующих в кислотно-основном взаимодействии. И, как оказалось позже, таких соединений (проявляющих амфотерность) - подавляющее большинство. В зависимости от природы партнера по взаимодействию явная кислота может выступать в роли основания и наоборот.

Доминирующие в настоящее время протонная (И. Бренстед и Т.Лоури) и электронная (Г. Льюис) теории кислот и оснований были предложены одновременно в 1923 году. Сущность этих теорий будет рассмотрена ниже в данных методических рекомендациях.

Академиком АН Казахской ССР физиком-химиком М.И. Усанович была предпринята попытка объединить электронную и протонную теории. В 1930-х годах М.И. Усанович доказал несостоятельность разделения электролитов на «нормальные» и «аномальные». По его мнению, так называемая аномальная электрическая проводимость должна рассматриваться не как исключение, а как правило. В 1938 г. М.И. Усанович разработал оригинальную теорию кислот и оснований, положив в основу представление, что водород не является универсальным носителем кислотных свойств. Он отнес к кислотам все вещества, образующие соли при взаимодействии с основаниями. Все окислительно-восстановительные и протолитические реакции оказывались частным случаем кислотно-основных взаимодействий. Кроме того, М.И. Усанович считал, что амфотерность присуща всем полярным соединениям.

В современной химии используются две теории кислот и оснований: теория Бренстеда-Лоури и теория Льюиса-Усановича. Более общие определения кислот и оснований предложены в теории Льюиса - Уеановича.