Свій початок теорія електролітів бере ще в першій половині XIX століття, коли М. Фарадей провів свої знамениті досліди з розчинами кухонної солі. Він встановив, що абсолютно чиста вода дуже погано проводить електричний струм, але варто додати в неї кілька кристалів солі, і провідність тут же зростає. Вже тоді народилося припущення, що сіль розчиняється у воді на якісь частинки, які здатні проводити електричний струм, однак, повноцінна теорія, що описує всі ці процеси в розчинах, з’явилася набагато пізніше.
Теорія електролітичної дисоціації
Теорія, основоположником якої був Сванте Арреніус у період 1883-1887 рр., базується на ідеї, що при попаданні молекул розчинної речовини (не електроліту) в полярну або неполярних рідину відбувається їх дисоціація на іони. Електролітами називаються з’єднання, які в розчині спонтанно розпадаються на іони, здатні до самостійного існування. Кількість утворених іонів, їх будова і величина заряду залежать тільки від природи диссоциировавшей молекули.
Для використання теорії в описі властивостей розчинення використовується ряд припущень, а саме: передбачається, що дисоціація є неповною, іони (їх електронні оболонки) не реагують один з одним, а їх поведінку можна описати законом діючих мас в ідеальних умовах. Якщо розглянути теоретичну систему, де електроліт КА знаходиться в фазовому рівновазі з продуктами свого дисоціації — катіоном К+ і аніоном А-, то згідно закону діючих мас можна скласти рівняння реакції дисоціації:
KA = K+ + A (1)
Константа рівноваги, записана, через концентрації речовин при ізотермічних умовах буде мати таке значення:
Кд = [K+] x [A-] / [KA] (2)
У цьому випадку (рівняння 2), константа рівноваги Кд, буде не чим іншим, як константою дисоціації, значення [KA], [K+], [A] в правій частині — це рівноважні концентрації електроліту і його продуктів дисоціації.
З огляду на допущення теорії Арреніуса, які були застосовані автором, зокрема, про неповноту дисоціації, вводиться поняття ступеня дисоціації — α. Таким чином, якщо висловити концентрацію розчину (моль/л), то на літр розчину доводиться аС моль електроліту (КА), а рівноважна концентрація може бути виражена, як (1-α)моль/л. З рівняння реакції (1) очевидно, що на аС моль електроліту (КА) утворюється така ж кількість іонів К+ і А-. Якщо підставити всі ці величини в рівняння (2) і провести ряд спрощень, то отримаємо формулу константи дисоціації (ступінь дисоціації формула):
Кд = ∝ 2 x /1-∝ (3)
Це рівняння дозволяє кількісно визначити величину ступеня електролітичної дисоціації в різних розчинах.
Теорія Арреніуса дала розвиток безлічі наукових напрямків в хімії: з її допомогою були створені перші теорії кислот і підстав, були надані пояснення фізико-хімічним процесам в гомогенних системах. Тим не менш, вона не позбавлена недоліків, які в основному відносяться до того факту, що теорія не враховує межионные взаємодії.
Класифікація електролітів з прикладами
Електроліти класифікують на слабкі і сильні, періодично виділяючи групу електролітів середньої сили. Сильні електроліти характеризуються тим, що розпадаються у розчині повністю. Як правило — це сильні мінеральні кислоти, наприклад:
- Азотна кислота — HNO3.
- Хлороводородная кислота — HCl.
- Хлорне кислота — HClO4.
- Ортофосфорна кислота — H3PO4.
Сильними електролітами можуть бути підстави, наприклад:
- Гідроксид натрію NaOH.
- Гідроксид калію — KOH.
Основна маса сильних електролітів — це переважна більшість солей (NaCl, Na2SO4, Ca (NO3)2, CH3COONa, хлориди, сульфіди).
Слабкі електроліти, навпаки, в розчинах зволожують частково. До цієї групи слід відносити неорганічні кислоти (h 2 co 3, H3BO3, H3AsO4), слабкі основи (амоній), деякі солі (HgCl2), органічні кислоти (ch 3 cooh, C6H5COOH), феноли та аміни. У неводних розчинах одні і ті ж з’єднання можуть бути сильними і слабкими електролітами, таким чином, залежать від природи розчинника.
Дисоціація кислот, основ і солей
Закономірності для кислот
При електричної дисоціації кислот у водних розчинах обов’язково в якості катіонів утворюються позитивно заряджені іони водню (Н+):
HBr→ H+ + Br-
HNO3 → H+ + NO3-
Якщо кислота многоосновная (наприклад: рівняння дисоціації H2SO4), то дисоціація відбувається послідовно, за кожен раз отщепляя один іон водню:
H2SO4 → H + + HSO4 – перша щабель — гідросульфат іон
HSO4- → H + + SO4 – друга ступінь — сульфат-іон
Процес для многоосновной кислоти, як правило, протікає максимально по першій ступені, ступінь дисоціації наступних набагато менше.
Характеристика процесу для лугів
При дисоціації у водних розчинах лугів обов’язково утворюється негативно заряджений гідроксил-іон (ВІН-):
NaOH → Na+ + OH-
Процес для многокислотных підстав (приклад — механізм дисоціації гідроксиду магнію) протікає багатоступінчаста аналогічно многоосновным кислот:
Mg (OH)2 → OH- + Mg (OH)+ перша ступінь
Mg (OH)+ → OH- + Mg2+ друга щабель
Існують також випадки, коли в процесі дисоціації можуть утворюватися і катіони водню, гідроксил-аніони (при дисоціації амфолитов або амфотерних сполук, наприклад, Zn, Al):
2OH- + Zn2+ + 2H2O ←→ Zn (OH)2 + H2O ←→ [Zn (OH)4]2- + 2H+
Правила протікання для кислих і основних солей
Для кислих солей, основна закономірність полягає в наступному — спочатку дисоціюють катіони (позитивно заряджені метали), а тільки потім катіони водню:
KHSO4 → K+ + HSO4 – перша ступінь
HSO4 — → H+ + SO4 – друга ступінь
В основних солей, в першу чергу, переходять в розчин залишки кислоти, а вже потім гідроксил-іон:
BaOHCl → Cl- + Ba (OH)+ перша ступінь
Ba (OH)+ → OH- + Ba2+ друга щабель
Водневий показник
Визначення, сутність і значення
Процеси дисоціації можуть протікати не тільки для розчинених речовин, але і розчинника. Так, вода є сама з себе слабким електролітом і для неї характерна дисоціація в дуже незначній мірі. Рівняння процесу можна записати наступним чином:
Н2О= Н3О+ + ВІН-
Одна молекула води дисоціюють на позитивно заряджені іони водню і негативно заряджені аніони гидроксония. Саме концентрація цих іонів визначає рівень кислотності розчину — чим більше іонів гидроксония, тим більш кислий розчин.
Концентрація іонів гидроксония в реальних розчинах, як правило, дуже мала (наприклад: 5×10-6 г/л) і тому для зручності, це значення логарифмируют, а щоб отримати позитивне значення, беруть із зворотним знаком. Коротко сформулюємо строге визначення поняття «водневий показник» або рН.
рН (водневий показник) — це негативний натуральний логарифм концентрації іонів гидроксония, що відображає кислотність розчину.
рН= — lg [H3O+]
Значення водневого показника прийнято оцінювати за шкалою значень від 0 до 14, де 0 — найбільш кислий розчин, а 14 — найбільш лужний. Нейтральним розчином (відповідним рН чистої води) вважається розчин зі значенням 7. Для прикладу наводимо кілька типових розчинів, що мають характерні значення водневого показника:
| Значення рН | Розчин |
| 11 | Нашатирний спирт |
| 9,5 | Гідроксид кальцію |
| 8,0 | 30% розчин кухонної солі |
| 7,4 | Плазма крові |
| 7,0 | Деіонізована вода |
| 6,5 | Молоко |
| 5,5 | Кава |
| 2,8 | Оцет (розчин 5% концентрації) |
| 0,1 | Хлорне кислота (65%) |
Значно рідше вдаються до використання ще одного показника — рОН. За своїм змістом він абсолютно аналогічний водневого показника, за винятком того, що за основу береться концентрація гідроксил-іонів.
