Фундаментально спиратиметься хімії, нарівні з періодичною системою Д. І. Менделєєва, будовою органічних сполук А. М. Бутлерова, іншими значущими відкриттями, є і теорія електролітичноїдисоціації. У 1887 році вона була розроблена Сванте Арреніус для пояснення специфічної поведінки електролітів у воді, інших полярних рідинах і розплавах. Він знайшов компроміс між двома категорично різними, існуючими на той час теоріями про розчини - фізичної і хімічної. Перша стверджувала, що розчинена речовина і розчинник ніяк один з одним не взаємодіють, утворюючи просту механічну суміш. Друга, що між ними відбувається хімічний зв`язок. Виявилося, що насправді розчинів притаманні і ті, і інші властивості.
У наступних етапах розвитку науки багато вчених продовжували дослідження і розробки в цій області, спираючись на наявні відомості про будову атомів і природі хімічних зв`язків між ними. Зокрема І. А. Каблуков займався питанням сольватаціонних процесів, В. А. Кістяківський визначив залежність підняття стовпа рідини в капілярі в умовах температури кипіння від молекулярного ваги.
Сучасне трактування теорії
До появи даного відкриття багато властивостей і обставини процесів розщеплення були не вивчені, як і самі розчини. Електролітична дисоціація - це процес розпаду речовини на складові його іони у воді або інших полярних рідинах, взаємодії частинок з`єднання з молекулами розчинника, появи рухливості катіонів та аніонів в вузлах кристалічної решітки через розплавлення. В результаті цього утворені субстанції отримують нову властивість - електричну провідність.
Іони, перебуваючи у вільному стані розчину або розплаву, взаємодіють між собою. Однойменно заряджені відштовхуються, різнойменні - притягуються. Заряджені частинки сольватовані молекулами розчинника - кожна щільно оточена суворо орієнтованими диполями відповідно силам тяжіння Кулона, в окремому випадку гідратованих, якщо середовище водна. Катіони завжди мають великі радіуси, ніж аніони через специфіку розташування навколо них частинок з локалізованими по краях зарядами.
Склад, класифікація і назви заряджених частинок в світлі електролітичноїдисоціації
Іоном називають атом або групу атомів, які є носіями позитивного або негативного заряду. Їм властиве умовне підрозділ на прості (К(+), Са(2 +), Н(+) - складаються з одного хімічного елемента), складні і комплексні (ОН(-), SO4(2), НСО3(-) - з кількох). Якщо катіон або аніон пов`язаний з молекулою розчинника, він називається сольватованих, з диполем молекули Н2Про - гідратованих.
Коли відбувається електролітична дисоціація води, утворюється дві заряджені частинки Н(+) і ОН(-). Протон водню приймає на вакантну орбіталь неподілену електронну пару кисню з іншої молекули води, в результаті чого утворюється іон гідроксонію Н3Про(+).
Основні положення відкриття Аррениуса
всі представники класів неорганічних сполук, крім оксидів, в розчинах орієнтованих диполів рідин розпадаються, кажучи хімічною мовою - диссоциируют на складові їх іони в більшій чи меншій мірі. Наявності електричного струму цей процес не вимагає, рівняння електролітичноїдисоціації є його схематичною записом.
Потрапляючи в розчин або розплав, іони можуть піддаватися дії електричного струму і направлено рухатися до катода (негативного електрода) і анода (позитивному). Останні притягують протилежно заряджені атомні агрегати. Звідси частки і отримали свої назви - катіони і аніони.
Паралельно й одночасно з розпадом речовини йде зворотний процес - асоціація іонів в вихідні молекули, тому стовідсоткового розчинення речовини не відбувається. Таке рівняння реакції електролітичноїдисоціації містить знак рівності між правою і лівою його частинами. Електролітична дисоціація, як будь-яка інша реакція, підпорядковується законам, що регулюють хімічну рівновагу, не є винятком і закон діючих мас. Він говорить, що швидкість процесу розпаду на іони пропорційна концентрації електроліту.
Класифікація речовин при дисоціації
Хімічна термінологія поділяє речовини на нерозчинні, малорозчинні і розчинні. Два останніх - це слабкі і сильні електроліти. Відомості про розчинність тих чи інших сполук зведені в таблицю розчинності. Дисоціація сильних електролітів - це незворотний процес, вони без остачі розпадаються на іони. Слабкі - лише частково, їм притаманне явище асоціації, а отже, равновесность процесів, що відбуваються.
Важливо відзначити, що прямої залежності між розчинністю і силою електроліту немає. У сильних вона може бути слабо виражена. Так само як і слабкі електроліти можуть бути добре розчинні у воді.
Приклади з`єднань, розчини яких проводять електричний струм
До класу «сильні електроліти» відносять все добре диссоциирующие кислоти, такі як азотна, соляна, бромная, сірчана, хлорне і інші. Однаковою мірою і лугу - гідроокисли лужних і окремі представники групи «лужноземельні метали». Інтенсивна електролітична дисоціація солей, крім певних ціанатів і тіоціанатів, а також хлориду ртуті (II).
Клас «слабкі електроліти» представляють інші мінеральні і майже всі органічні кислоти: вугільна, сульфидная, борна, азотистая, сірчиста, кремнієва, оцтова та інші. А також малорозчинні і вуглеводневі підстави і амфотерні гідроксиди (гідроксиду магнію, берилію, заліза, цинку в ступеня окислення (2 +)). У свою чергу, молекули води є дуже слабкими електролітами, але все ж розпадаються на іони.
Кількісний опис диссоциирующих процесів
Ступінь електролітичноїдисоціації фактично характеризує масштаби процесу розщеплення. Її можна обчислити - число розщепити на іони частинок необхідно розділити на загальну чисельність молекул розчиненої речовини в системі. Позначають цю величину буквою «альфа».
Логічно, що для сильних електролітів «alpha-» дорівнює одиниці, або ста відсоткам, так як число розпалися частинок дорівнює загальній їх кількості. Для слабких - завжди менше одиниці. Повного розпаду вихідних молекул на іони у водному середовищі не відбувається, і йде зворотний процес.
Головні фактори, що впливають на повноту розпаду
На ступінь електролітичноїдисоціації впливає ряд незаперечних чинників. В першу чергу важлива природа розчинника та речовини, що розпадається в ньому. Наприклад, всі сильні електроліти мають ковалентний сильно полярний або іонний тип зв`язку між складовими частинками. Рідини представлені диполями, зокрема вода, в молекулах є поділ зарядів, і в результаті їх специфічної орієнтації відбувається електролітична дисоціація розчиненої речовини.
На значення «альфа» обернено пропорційно впливає концентрація. При її збільшенні значення ступеня дисоціації зменшується, і навпаки. Сам процес цілком ендотермічний, тобто для його ініціації необхідно певну кількість теплоти. Вплив температурного фактора обгрунтовано так: чим він вищий, тим більше ступінь дисоціації.
другорядні чинники
Багатоосновні кислоти, такі як фосфорна, і підстави в складі з декількома гідроксильними групами, наприклад, Fe (ОН)3, розпадаються на іони поступово. Визначено залежність - кожна наступна стадія дисоціації характеризується ступенем, яка в тисячі або десятки тисяч разів менша за попередню.
Змінити ступінь розпаду може і додавання в систему інших електролітів, що змінюють концентрацію одного з іонів основного розчиненої речовини. Це тягне за собою зсув рівноваги в бік, яке визначається правилом Лешательє-Брауна - реакція протікає в тому напрямку, в якому спостерігається нейтралізація впливу, що чиниться на систему ззовні.
Класична константа рівноважного процесу
Для характеристики процесу розпаду слабкого електроліту, крім його ступеня, застосовується константа електролітичноїдисоціації (Кд), Яка виражається відношенням концентрацій катіонів та аніонів до кількісного вмісту в системі вихідних молекул. По суті, вона є звичайною постійної хімічної рівноваги для оборотної реакції розщеплення розчиненої речовини на іони.
Наприклад, для процесу розпаду сполуки на складові його частки константа дисоціації (Кд) Буде визначатися приватним постійних концентрацій катіонів та аніонів в складі розчину, зведених в ступені, відповідні цифрам, які стоять перед ними в хімічному рівнянні, і загального числа залишилося не продіссоцііровавшіх формульних одиниць розчиненої речовини. Простежується залежність - чим вище (Кд), Тим більше число катіонів та аніонів в системі.
Зв`язок концентрації слабкого розпадається з`єднання, ступеня дисоціації та константи визначається за допомогою закону розведення Оствальда рівнянням: Кд = alpha-2с.
Вода як слабо дисоціюють речовина
Дипольні молекули в вкрай незначною мірою розпадаються на заряджені частинки, так як це енергетично невигідно. Все ж йде розщеплення на катіони водню і гідроксильні аніони. З урахуванням гідратаційних процесів можна говорити про утворення з двох молекул води іона гідроксонію і ОН(-).
Постійна дисоціація визначається відношенням твори протонів водню і гідроксідних груп, званого іонним твором води, до рівноважної концентрації розпавшихся молекул в розчині.
Електролітична дисоціація води зумовлює наявність в системі Н(+), які характеризують її кислотність, а присутність ОН(-) - основність. Якщо концентрації протона і гідроксильної групи рівні, таке середовище називається нейтральною. Існує так званий водневий показник - це негативний логарифм від загального кількісного вмісту Н(+) в розчині. рН менше 7 говорить про те, що середовище кисле, більше - про її лужності. Це дуже важлива величина, по її експериментальному значенню аналізують біологічні, біохімічні та хімічні реакції різних водних систем - озер, ставків, річок і морів. Незаперечна також актуальність водневого показника для промислових процесів.
Запис реакцій і позначення
Рівняння електролітичноїдисоціації за допомогою хімічних знаків описує процеси розпаду молекул на відповідні частки і називається іонним. Воно в рази простіше стандартного молекулярного і має більш загальний вигляд.
При складанні такого рівняння потрібно враховувати, що речовини, що осідають або віддаляються з реагує суміші в складі пари газу в ході реакції, завжди необхідно записувати тільки в молекулярній формі, на відміну від сполук електролітів, сильні представники яких тільки в розщепити на іони вигляді входять до складу розчинів. Електролітична дисоціація для них - незворотний процес, так як асоціація неможлива в силу освіти не розщеплюються речовин або газів. Для такого типу рівняння діють ті ж правила, що і для інших хімічних реакцій - суми коефіцієнтів лівих і правих частин обов`язково повинні бути рівні один одному для дотримання матеріального балансу.
Електролітична дисоціація кислот і підстав може йти в кілька стадій, якщо речовини багатоосновні або многокіслотние. Для кожної подреакціі записується своє рівняння.
Роль в хімічній науці і її розвитку
Найбільше значення створення теорії Сванте Арреніуса мало для загального процесу становлення фізичної і, зокрема, електрохімічної науки. На основі відкриття такого явища, як електролітична дисоціація, інтенсивний розвиток отримали електродні процеси, специфіка проходження струмів через різні середовища, теорія наведення катодно-анодних потенціалів. Крім цього, значно просунулася вперед теорія розчинів. Небувалі відкриття чекали і хімічну кінетику, область корозії металів і сплавів, а також роботи з пошуку нових засобів захисту від неї.
У сучасному світі ще так багато нового і невідомого. З кожним днем вчені просуваються все далі в пізнанні такої великої дисципліни, як хімія. Електролітична дисоціація, а також її творці і послідовники назавжди зайняли почесне місце в контексті розвитку світової науки.
