Теоретичні зауваження. Електролітична дисоціація – це процес розпаду на іони речовини під час розчинення у воді чи іншому полярному розчиннику або під час плавлення

Електролітична дисоціація – це процес розпаду на іони речовини під час розчинення у воді чи іншому полярному розчиннику або під час плавлення.

В основі цього механізму лежить хімічна теорія розчинив Д.І. Менделєєва, згідно з якою самодовільне розчинення речовини пояснюється хімічною взаємодією часток розчиненої речовини з молекулами розчинника внаслідок чого утворюються сольвати (гідрати – якщо розчинник вода). Як правило, сольвати менш стійки ніж звичайні хімічні сполуки. Розвиток теорія розчинів електролітів отримала в працях російських вчених І.О.Каблукова (1857-1942 рр.), В.О.Кистяковського (1865-1952 рр.).

Основні положення теорії електролітичної дисоціації:

- При розчиненні (плавленні) електроліту у воді чи іншому полярному розчиннику відбувається електролітична дисоціація – розпад речовини на іони;

Дисоціацію молекул речовини з іонним або полярним ковалентним зв’язком спричиняє полярність молекул розчинника;

- Електролітична дисоціація відбувається мимовільно (ДG < 0). Зменшення енергії Ґіббса обумовлено утворенням _ангану_нату_м (гідратованих) іонів. Енергія взаємодії молекул розчинника з розчиненою речовиною (енергія сольватації) достатня, щоб зруйнувати хімічні зв’язки в молекулах чи кристалах.

- Електропровідність розчинів чи розплавів електролітів зумовлена наявністю в них іонів;

Процес дисоціації – оборотний, скільки встановлюється динамічна рівновага між кількість молекул, які розпалися на іони, та числом іонних асоціатів, що утворилися.

Для кількісної характеристики електролітичної дисоціації Арреніусом було введено поняття ступінь електролітичної дисоціації.

Ступінь дисоціації (б) це відношення числа молекул, дисоційованих на іони, до загальної кількості молекул електроліту в розчині:

Ступінь дисоціації (б) електроліту величина безрозмірна, її виражають у частках одиниць або у відсотках. Ступінь дисоціації залежіть від типу зв’язку, від концентрації електроліту, від температури.

Усі електроліти за ступенем дисоціації поділяються на сильні і слабкі електроліти.

Сильні електроліти в розчинах практично повністю дисоціюють на іони, навіть в концентрованих розчинах їхній ступінь дисоціації б становить понад 30 %. До сильних електролітів належіть абсолютна більшість солей, кислоти HclO4, H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, луґи NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2.

Слабкі електроліти у розчинах дисоціюють лише частково (б ≤ 3 %). В розчині встановлюється динамічна рівновага між недисоційованими частками та іонами. До них належить більшість органічних кислот, а також багато неорґанічних – HclO, H2S, HNO2, H2СO3, H2SіO3, нерозчинні гідроксиди металів, гідроксид амонію NH4OH, вода.

Електроліти середньої сили, ступінь дисоціації яких дещо більш 3 % (за першою стадією) – H3РO4, H2SO3, Мg(OH)2 частіше відносять до слабких _ангаролітів.

Ступінь дисоціації слабких електролітів залежіть від їхньої концентрації в розчині: з розведенням розчинів ступінь дисоціації збільшується.

В розчинах слабких електролітів процес дисоціації оборотний

СН3СООН ↔ Н++ СН3СОО−

Як будь-який рівноважний процес його можна охарактеризувати константою дисоціації:.

В загальному вигляді: АВ ↔ А+ + В −

.

Константа дисоціації залежіть від природи електроліту, розчинника, температури, але не залежіть від концентрації розчину. З підвищенням температури константа дисоціації звичайно зменшується, тобто процес дисоціації екзотермічний. Це означає, що сумарна теплота гідратації іонів вище енергії внутрішньо молекулярних зв’язків. Чім більше Кдис, тим легше дисоціює електроліт, тим сильніше кислота чи основа.

Закон розведення Оствальда встановлює зв’язок між ступенем дисоціації та константою дисоціації

СН3СООН ↔ Н++ СН3СОО−

Якщо С – молярна концентрація електроліту, б – ступінь дисоціації, то С · б – концентрація [СН3СОО−] = [Н+], (1 – б) · С – концентрація молекул СН3СООН, які не розпалися на іони.

Коли б<<1, тоді 1 – б ≈ 1, отже значенням б можна знехтувати, і, таким чином: Кдис. = б2С

Ступінь дисоціації зростає при розведені розчину (закон Освальда).

У розчинах сильних електролітів концентрація йонів є великою. Сили взаємодії між іонами та молекулами розчинника зростають. Навколо кожного іона виникає шар протилежно заряджених іонів, який одержав назву іонна атмосфера. Чим більша концентрація розчину, тим сильніша гальмуюча дія іонної атмосфери на електропровідність розчину й тим менше значення ступені дисоціації сильного електроліту. Тому замість концентрації вводять величину ефективної концентрації – активності електроліту (іонів). Активність іона (а) – це добуток його концентрації та коефіцієнта активності: a = f · C

В концентрованих розчинах коефіцієнт активності f < 1, що вказує на взаємодію між іонами.

Коефіцієнт активності залежить від природи розчинної речовини, розчинника, концентрації розчину та температури.