В чем заключается процесс электролитической диссоциации кто автор теории электролитической

Электролитическая диссоциация: сущность теории С. Аррениуса

Своё начало теория электролитов берёт ещё в первой половине XIX века, когда М. Фарадей провёл свои знаменитые опыты с растворами поваренной соли. Он установил, что абсолютно чистая вода очень плохо проводит электрический ток, но стоит добавить в неё несколько кристаллов соли, и проводимость тут же возрастает. Уже тогда родилось предположение, что соль распадается в воде на некие частицы, которые способны проводить электрический ток, однако, полноценная теория, описывающая все эти процессы в растворах, появилась гораздо позже.

Теория электролитической диссоциации

Теория, основоположником которой явился Сванте Аррениус в период 1883—1887 гг., базируется на идее, что при попадании молекул растворимого вещества (электролита) в полярную или неполярную жидкость происходит их диссоциация на ионы. Электролитами называются соединения, которые в растворе самопроизвольно распадаются на ионы, способные к самостоятельному существованию. Количество образующихся ионов, их строение и величина заряда зависят только от природы диссоциировавшей молекулы.

Для использования теории в описании свойств растворения используется ряд допущений, а именно: предполагается, что диссоциация является неполной, ионы (их электронные оболочки) не реагируют друг с другом, а их поведение можно описать законом действующих масс в идеальных условиях. Если рассмотреть теоретическую систему, где электролит КА находится в фазовом равновесии с продуктами своей диссоциации — катионом К+ и анионом А-, то согласно закону действующих масс можно составить уравнение реакции диссоциации:

Константа равновесия, записанная, через концентрации веществ при изотермических условиях будет иметь следующее значение:

В этом случае (в уравнении 2), константа равновесия Кд, будет являться не чем иным, как константой диссоциации, значения [KA], [K+], [A-] в правой части — это равновесные концентрации электролита и его продуктов диссоциации.

Учитывая допущение теории Аррениуса, которые были применены автором, в частности, о неполноте диссоциации, вводится понятие степени диссоциации — α. Таким образом, если выразить концентрацию раствора С (моль/л), то на литр раствора приходится αС моль электролита (КА), а равновесная его концентрация может быть выражена, как (1-α)С моль/л. Из уравнения реакции (1) очевидно, что на αС моль электролита (КА) образуется такое же количество ионов К+ и А-. Если подставить все эти величины в уравнение (2) и провести ряд упрощений, то получим формулу константы диссоциации (степень диссоциации формула):

Это уравнение позволяет количественно определить величину степени электролитической диссоциации в разных растворах.

Теория Аррениуса дала развитие множеству научных направлений в химии: с её помощью были созданы первые теории кислот и оснований, были даны объяснения физико-химическим процессам в гомогенных системах. Тем не менее, она не лишена недостатков, которые в основном относятся к тому факту, что теория не учитывает межионные взаимодействия.

Классификация электролитов с примерами

Электролиты классифицируют на слабые и сильные, периодически выделяя группу электролитов средней силы. Сильные электролиты характеризуются тем, что распадаются в растворе полностью. Как правило — это сильные минеральные кислоты, например:

Сильными электролитами могут быть основания, например:

Основная масса сильных электролитов — это подавляющее большинство солей (NaCl, Na2SO4, Ca (NO3)2, CH3COONa, хлориды, сульфиды).

Слабые электролиты, напротив, в растворах гидратируют частично. К этой группе следует относить неорганические кислоты (H2CO3, H3BO3, H3AsO4), слабые основания (аммоний), некоторые соли (HgCl2), органические кислоты (CH3COOH, C6H5COOH), фенолы и амины. В неводных растворах одни и те же соединения могут являться и сильными и слабыми электролитами, таким образом, зависят от природы растворителя.

Диссоциация кислот, оснований и солей

Закономерности для кислот

При электрической диссоциации кислот в водных растворах обязательно в качестве катионов образуются положительно заряженные ионы водорода (Н+):

Если кислота многоосновная (например: уравнение диссоциации H2SO4), то диссоциация происходит последовательно, за каждый раз отщепляя один ион водорода:

H2SO4 → H + + HSO4- первая ступень — гидросульфат ион

HSO4- → H + + SO4- вторая ступень — сульфат ион

Процесс для многоосновной кислоты, как правило, протекает максимально по первой ступени, степень диссоциации последующих намного меньше.

Характеристика процесса для щелочей

При диссоциации щелочей в водных растворах обязательно образуется отрицательно заряженный гидроксил ион (ОН-):

Процесс для многокислотных оснований (пример — механизм диссоциации гидроксида магния) протекает многоступенчато аналогично многоосновным кислотам:

Mg (OH)2 → OH- + Mg (OH)+ первая ступень

Mg (OH)+ → OH- + Mg2+ вторая ступень

Существуют также случаи, когда в процессе диссоциации могут образовываться и катионы водорода, и гидроксил-анионы (при диссоциации амфолитов или амфотерных соединений, например, Zn, Al):

2OH- + Zn2+ + 2H2O ←→ Zn (OH)2 + H2O ←→ [Zn (OH)4]2- + 2H+

Правила протекания для кислых и основных солей

Для кислых солей, основная закономерность заключается в следующем — сначала диссоциируют катионы (положительно заряженные металлы), а только потом катионы водорода:

KHSO4 → K+ + HSO4- первая ступень

HSO4 — → H+ + SO4- вторая ступень

У основных солей, в первую очередь, переходят в раствор остатки кислоты, а уже затем гидроксил-ион:

BaOHCl → Cl- + Ba (OH)+ первая ступень

Ba (OH)+ → OH- + Ba2+ вторая ступень

Водородный показатель

Определение, сущность и значение

Процессы диссоциации могут протекать не только для растворенных веществ, но и растворителя. Так, вода является сама со себе слабым электролитом и для неё характерна диссоциация в очень незначительной степени. Уравнение процесса можно записать следующим образом:

Одна молекула воды диссоциирует на положительно заряженные ионы водорода и отрицательно заряженные анионы гидроксония. Именно концентрация этих ионов определяет уровень кислотности раствора — чем больше ионов гидроксония, тем более кислый раствор.

Концентрация ионов гидроксония в реальных растворах, как правило, очень мала (например: 5×10−6 г/л) и поэтому для удобства, это значение логарифмируют, а чтобы получить положительное значение, берут с обратным знаком. Кратко сформулируем строгое определение понятия «водородный показатель» или рН.

рН (водородный показатель) — это отрицательный натуральный логарифм концентрации ионов гидроксония, отражающий кислотность раствора.

Значения водородного показателя принято оценивать по шкале значений от 0 до 14, где 0 — наиболее кислый раствор, а 14 — наиболее щелочной. Нейтральным раствором (соответствующим рН чистой воды) считается раствор со значением 7. Для примера приводим несколько типичных растворов, имеющих характерные значения водородного показателя:

Значительно реже прибегают к использованию еще одного показателя — рОН. По своему смыслу он абсолютно аналогичен водородному показателю, за исключением того, что за основу берётся концентрация гидроксил-ионов.

Источник

Теория электролитической диссоциации

Что такое электролитная диссоциация? В следствие чего она образуется и какие факторы влияют на ее степень? Как научиться составлять уравнения диссоциации?
Кто открыл способность некоторых растворов проводить электрический ток и почему великий русский химик Д.И.Менделеев не получил Нобелевской премии?
Ответы на все эти вопросы вы узнаете из этой статьи.

История вопроса

Изучение растворов с давних времен занимало умы исследователей. В начале XIX века М. Фарадей открыл способность некоторых растворов проводить электрический ток. Геймгольц, немецкий физик, предположил, что электролиты в растворе полностью распадаются на ионы, то есть существует электролитическая диссоциация. Однако увеличение электропроводности с уменьшением концентрации раствора объяснить не смог.

Ученые заметили, что растворы замерзают при более низкой температуре, чем чистые растворители. Именно этим свойством растворов и в наше время пользуются дворники, щедро посыпая солью обледеневшие тротуары. Однако, температура замерзания электролитов не соответствовала расчетным данным.

Научным несостыковкам требовалось найти объяснение. И молодой, 29-летний шведский ученый С. Аррениус, в 1887 г. исследуя проведение электрического тока в растворах различных веществ, выдвинул теорию, которая могла объяснить эти факты.

Основные положения теории электролитической диссоциации

Степень диссоциации

В ходе научных исследований ученые определили, что в растворе диссоциирует некоторая часть молекул растворителя. Для количественной характеристики силы электролита был введен показатель степени диссоциации, который обозначается α и рассчитывается по формуле

Где ν — количество вещества, распавшееся на ионы,

ν₀ — общее количество вещества.

Степень диссоциации также можно выразить в процентах. Как это сделать, можно узнать в § 11 учебника «Химия. 9 класс» под редакцией В.В. Еремина.

В зависимости от степени диссоциации вещества делят на сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты представляют собой вещества, которые в разбавленных растворах практически полностью распадаются на ионы. Степень диссоциации более 0.5, или 50%.

Для слабых электролитов значение степени диссоциации α меньше 0.1, или 10%.

Вещества с промежуточными значениями от 10 до 50% иногда называют средними электролитами.

Уравнение диссоциации

Уравнение электролитической диссоциации используют для записи процессов, происходящих в растворе.

Диссоциация сильного электролита протекает практически необратимо, что показывает стрелка →.

Диссоциация слабого электролита — обратимый процесс, протекает не полностью и не до конца, что обозначает стрелка ⇄

Умение составлять уравнения диссоциации будет отличным подспорьем при разборе темы «§ 13. Реакции ионного обмена и условия их протекания» в учебнике «Химия. 9 класс» под редакцией В.В. Еремина и для решения ионных уравнений.

Противостояние титанов

Теория электролитической диссоциации Аррениуса вызвала жаркие споры среди ученых.

Химический мир разделился на два лагеря. Сторонники «физической» теории Аррениуса считали, что распад на ионы происходит без какого-либо воздействия сил внешней среды и раствор представляет собой механическую взвесь ионов и молекул воды.

Но эта теория не могла объяснить тепловые эффекты при растворении. Например, нагревание колбы при разведении в воде серной кислоты или покрытие сосуда инеем при растворении в воде аммиачной селитры или азотнокислого аммония.

Сторонники «химической», или гидратной, теории, автором которой был Д.И. Менделеев, считали, что в растворе происходит взаимодействие растворенного вещества и растворителя.

Много копий было сломано в этой борьбе. Проявились худшие человеческие качества. Так, Аррениус, пользуясь служебным положением (в 1905 году он был назначен директором физико-химического Нобелевского института в Стокгольме), приложил массу усилий, чтобы, несмотря на трехкратную номинацию на получение Нобелевской премии в 1905, 1906 и 1907 годах, Д.И. Менделеев так ее и не получил.

Но истина, как всегда, оказалась посередине: в ходе дальнейших экспериментов ученые выяснили, что растворитель и растворенное вещество, взаимодействуя между собой, дают необходимую энергию для разрушения кристаллической решетки электролитов. В споре великих умов родилась новая протолитическая, или протонная, теория кислот и оснований.

Источник

В чем заключается процесс электролитической диссоциации кто автор теории электролитической

Известно, что существуют две основные причины прохождения электрического тока через проводники: либо за счёт движения электронов в электрическом поле, либо за счет движения ионов. Электрическая проводимость присуща, прежде всего, металлам. Ионная проводимость присуща многим химическим соединения, обладающим ионным строением, например, солям в твёрдом или расплавленном состояниях, а также многим водным и неводным растворам. В связи с этим все вещества принято условно делить на две категории:

а) вещества, растворы которых обладают ионной проводимостью, называются электролитами;

б) вещества, растворы которых не обладают ионной проводимостью, называются неэлектролитами.

К электролитам относится большинство неорганических кислот, оснований и солей. К неэлектролитам относятся многие органические соединения, например, спирты, углеводы.

Оказалось, что, кроме хорошей электропроводности, растворы электролитов обладают более низкими значениями давлениями пара растворителя и температуры плавления и более высокими температурами кипения по сравнению с соответствующими значениями для чистого растворителя или для раствора неэлектролита в этом же растворителе. Для объяснения этих свойств, шведский ученый С. Аррениус в 1887 г. предложил теорию электролитической диссоциации.

Сущность теории электролитической диссоциации С. Аррениуса

1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы: положительные (катионы) и отрицательные (анионы).

Электролиты подразделяются в зависимости от степени диссоциации на сильные и слабые.

вещества, которые диссоциируют полностью и необратимо, т. е. в растворе присутствуют только гидратиро-ванные ионы. Относятся все соли, сильные кислоты `»HI»`, `»HCl»`, `»HBr»`, `»HNO»_3`, `»H»_2″SO»_4`, `»HMnO»_4`, `»HClO»_4`, `»HClO»_3`, щелочи `»NaOH»`, `»LiOH»`, `»KOH»`, `»RbOH»`, `»CsOH»`, `»Ca»(«OH»)_2`, `»Ba»(«OH»)_2`, `»Sr»(«OH»)_2`.

С точки зрения теории электролитической диссоциации, кислотой называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе только ионы `»H»^+`:

Если кислота является двухосновной, то диссоциация кислоты происходит ступенчато. Количество стадий определяется основностью кислоты:

Сила бескислородных кислот возрастает в ряду однотипных соединений при переходе вниз по подгруппе кислотообразующего элемента: `»HCl»-«HBr»-«HI»`. Бромоводородная кислота `»HBr»` и йодоводородная `»HI»` кислоты сильнее хлороводородной, что объясняется увеличением межъядерных расстояний в их молекулах.

Фтороводородная (плавиковая) кислота `»HF»` растворяет стекло, но это вовсе не говорит о её силе. В ряду бескислородных галогенсодержащих кислот она относится к кислотам средней силы ввиду низкой концентрации в растворе ионов водорода из-за способности молекул `»HF»` к объединению (ассоциации), благодаря сильным водородным связям, возникающим при взаимодействии ионов `»F»^-` с молекулами `»HF»` (водородные связи) с образованием ионов `»HF»_2^-`, `»H»_2″F»_3^-` и других боле сложных частиц. В результате концентрация ионов водорода в водном растворе фтороводородной кислоты оказывается сильно пониженной.

Сила однотипных кислородных кислот изменяется в противоположном направлении, например, йодная кислота `»HIO»_4` слабее хлорной кислоты `»HClO»_4`. Если элемент образует несколько кислородных кислот, то наибольшей силой обладает кислота, в которой кислотообразующий элемент имеет самую высокую валентность.

Так, в ряду кислот `»HClO»-«HClO»_2-«HClO»_3-«HClO»_4` хлорная кислота наиболее сильная.

Схематически процесс распада (диссоциации) соляной кислоты на ионы можно представить следующим образом. Чтобы вещество в воде было электролитом, его молекула должна быть полярной.

Полярная молекула вещества окружена полярными молекулами воды, которые разрывают молекулу на две противоположно заряженные частицы – ионы.

с точки зрения теории электролитической диссоциации, представляет собой вещество, способное отдавать в растворе гидроксильную группу `»OH»^-`:

Диссоциация многокислотного гидроксида происходит ступенчато, например:

В свете теории электролитической диссоциации соли представляют собой соединения, образующие в водном растворе положительно заряженные ионы металла и отрицательно заряженные ионы кислотного остатка (для средних солей), а также кроме них ионы водорода (для кислых солей) и гидроксид-ионы (для основных солей):

вещества, которые диссоциируют частично и обратимо.

В растворе слабого электролита присутствуют гидратированные ионы и некоторая часть недиссоциированных молекул.

К слабым электролитам относятся:

3) оставшиеся кислоты, не относящиеся к сильным, например, `»HF»`, `»H»_2″S»`, `»HNO»_2`, `»H»_3″PO»_4` и другие, а также незамещённые органические кислоты. При растворении углекислого газа в воде образуется его гидрат `»CO»_2*»H»_2″O»` и в незначительном количестве угольная кислота `»H»_2″CO»_3`_. Тем не менее, для диссоциации воспользуемся формулой угольной кислоты:

Практически диссоциация осуществляется лишь по первой ступени. Образующийся гидрокарбонат-ион `»HCO»_3^-` ведёт себя как слабый электролит.

Причиной диссоциации электролита в водных растворах является его гидратация, т. е. взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нем. В результате такого взаимодействия образуются гидратированные, т. е. связанные с молекулами воды, ионы.

Диссоциации проходит благодаря тому, что при гидратации ионов выделяется больше энергии, чем требуется на разрыв связи в молекуле. Примерно также происходит растворение ионного кристалла в воде и образование ионов. У кристаллов энергия гидратации ионов выше энергии кристаллической решётки.

Следует учитывать, что в растворах электролитов хаотически движущиеся гидратированные ионы могут столкнуться и вновь объединиться между собой. Этот обратный процесс называется ассоциацией. При некоторой постоянной температуре в данной системе устанавливается химическое равновесие, при котором скорость диссоциации станет равной скорости ассоциации.

Основные свойства гидроксидов одного и того же элемента усиливаются с уменьшением его валентности. Так, основные свойства у гидроксида железа (II) выражены сильнее, чем у гидроксида железа (III) и наоборот.

Слабым электролитом является гидроксид аммония `»NH»_4″OH»`. При растворении аммиака `»NH»_3` в воде образуется раствор, который слабо проводит электрический ток и имеет горько-мыльный вкус. Среда раствора основная. В растворе образуются гидрат аммиака `»NH»_3*»H»_2″O»` и в незначительном количестве гидроксид аммония `»NH»_4″OH»`, который диссоциирует как слабый электролит с образованием ионов аммония `»NH»_4^+` и гидроксид-иона `»OH»^-`.

К слабым электролитам относят некоторые соли, например хлорид цинка `»ZnCl»_2`, тиоцианат железа `»Fe»(«NCS»)_3`, цианид ртути `»Hg»(«CN»)_2`, которые также диссоциируют по ступеням.

Разделение электролитов на сильные, средние и слабые зависит от доли продиссоциированных молекул или степени диссоциации `alpha`, которая показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы `(N_»д»)`, к общему числу введённых в раствор молекул `(N_»р»)`:

Степень диссоциации не является строгим показателем силы электролита, т. к. она зависит от концентрации раствора, природы растворителя, присутствия в растворе другие электролитов.

При понижении концентрации степень диссоциации может повышаться, и в очень разбавленных растворах слабый электролит может находиться в состоянии почти полной диссоциации, в то же время в концентрированном растворе сильный электролит может вести себя как слабый и даже как неэлектролит.

Степень диссоциации как сильных, так и слабых электролитов зависит от концентрации раствора (степень диссоциации тем выше, чем более разбавлен раствор). Более точной характеристикой диссоциации электролита является константа диссоциации, которая от концентрации раствора не зависит.

Выражение для константы диссоциации можно получить, если записать уравнение реакции диссоциации электролита АК в общем виде:

Поскольку диссоциация слабого электролита является обратимым равновесным процессом, то к данной реакции применим закон действующих масс, и можно определить константу равновесия как

`[AK]` – концентрация недиссоцированных молекул;

Рассчитайте количество ионов водорода в `1` л раствора серной кислоты с концентрацией `0,1` моль/л.

Количество ионов водорода равно `0,1` моль.

Запишем уравнение диссоциации по второй ступени и по справочным данным определим степень диссоциации (`0,3`):

Используем формулу для нахождения степени диссоциации (при решении задачи степень диссоциации удобно выразить в долях от единицы):

`n(«диссоцH»_2″SO»_4)=0,1` моль/л `*0,3=0,03` моль.

Таким образом, в растворе появилось ионов `»H»^+` :

`0,1` моль `+ 0,03` моль `= 0,13` моль.

Следовательно, концентрация ионов водорода в растворе серной кислоты равна `0,13` моль/л.

Степень диссоциации гидроксида бария по первой ступени `- 92%`, по второй ступени `- 56%`. Рассчитайте число катионов бария и число гидроксид-ионов в `0,5` л `1,5 M` растворе.

1) Запишем уравнение электролитической диссоциации гидроксида бария:

1 ступень: `»Ba(OH»)_2-> «BaOH»^+ + «OH»^-`,

2) Найдём количество вещества гидроксида бария, содержащегося в данном образце раствора:

3) Зная степень диссоциации вычислим число молекул `»Ba(OH»)_2` распавшихся на ионы по первой ступени диссоциации:

Согласно диссоциации по `»I»` ступени, это количество вещества равно количеству вещества гидроксид-ионов, образовавшихся по первой ступени диссоциации, и количество ионов `»Ba(OH»)^+`:

4) Исходя из количества вещества гидроксокатионов бария, образовавшихся на первой стадии диссоциации, и степени диссоциации по второй ступени, вычислим количество ионов `»Ba»(«OH»)^+`, диссоциирующих по второй ступени:

В соответствии с диссоциацией по `»II»` ступени, это количество вещества равно количеству вещества катионов `»Ba»^(2+)` и количеству ионов `»OH»^-`, образовавшихся по `»II»` ступени диссоциации:

5) Найдём число катионов `»Ba»^(2+)`, образующихся при диссоциации:

6) Вычислим количество вещества гидроксид-ионов, образовавшихся на обеих стадиях диссоциации, и их число:

Источник

Электролитическая диссоциация: сущность теории С. Аррениуса

Своё начало теория электролитов берёт ещё в первой половине XIX века, когда М. Фарадей провёл свои знаменитые опыты с растворами поваренной соли. Он установил, что абсолютно чистая вода очень плохо проводит электрический ток, но стоит добавить в неё несколько кристаллов соли, и проводимость тут же возрастает. Уже тогда родилось предположение, что соль распадается в воде на некие частицы, которые способны проводить электрический ток, однако, полноценная теория, описывающая все эти процессы в растворах, появилась гораздо позже.

Теория электролитической диссоциации

Теория, основоположником которой явился Сванте Аррениус в период 1883—1887 гг., базируется на идее, что при попадании молекул растворимого вещества (электролита) в полярную или неполярную жидкость происходит их диссоциация на ионы. Электролитами называются соединения, которые в растворе самопроизвольно распадаются на ионы, способные к самостоятельному существованию. Количество образующихся ионов, их строение и величина заряда зависят только от природы диссоциировавшей молекулы.

Для использования теории в описании свойств растворения используется ряд допущений, а именно: предполагается, что диссоциация является неполной, ионы (их электронные оболочки) не реагируют друг с другом, а их поведение можно описать законом действующих масс в идеальных условиях. Если рассмотреть теоретическую систему, где электролит КА находится в фазовом равновесии с продуктами своей диссоциации — катионом К+ и анионом А-, то согласно закону действующих масс можно составить уравнение реакции диссоциации:

Константа равновесия, записанная, через концентрации веществ при изотермических условиях будет иметь следующее значение:

В этом случае (в уравнении 2), константа равновесия Кд, будет являться не чем иным, как константой диссоциации, значения [KA], [K+], [A-] в правой части — это равновесные концентрации электролита и его продуктов диссоциации.

Учитывая допущение теории Аррениуса, которые были применены автором, в частности, о неполноте диссоциации, вводится понятие степени диссоциации — α. Таким образом, если выразить концентрацию раствора С (моль/л), то на литр раствора приходится αС моль электролита (КА), а равновесная его концентрация может быть выражена, как (1-α)С моль/л. Из уравнения реакции (1) очевидно, что на αС моль электролита (КА) образуется такое же количество ионов К+ и А-. Если подставить все эти величины в уравнение (2) и провести ряд упрощений, то получим формулу константы диссоциации (степень диссоциации формула):

Это уравнение позволяет количественно определить величину степени электролитической диссоциации в разных растворах.

Теория Аррениуса дала развитие множеству научных направлений в химии: с её помощью были созданы первые теории кислот и оснований, были даны объяснения физико-химическим процессам в гомогенных системах. Тем не менее, она не лишена недостатков, которые в основном относятся к тому факту, что теория не учитывает межионные взаимодействия.

Классификация электролитов с примерами

Электролиты классифицируют на слабые и сильные, периодически выделяя группу электролитов средней силы. Сильные электролиты характеризуются тем, что распадаются в растворе полностью. Как правило — это сильные минеральные кислоты, например:

Сильными электролитами могут быть основания, например:

Основная масса сильных электролитов — это подавляющее большинство солей (NaCl, Na2SO4, Ca (NO3)2, CH3COONa, хлориды, сульфиды).

Слабые электролиты, напротив, в растворах гидратируют частично. К этой группе следует относить неорганические кислоты (H2CO3, H3BO3, H3AsO4), слабые основания (аммоний), некоторые соли (HgCl2), органические кислоты (CH3COOH, C6H5COOH), фенолы и амины. В неводных растворах одни и те же соединения могут являться и сильными и слабыми электролитами, таким образом, зависят от природы растворителя.

Диссоциация кислот, оснований и солей

Закономерности для кислот

При электрической диссоциации кислот в водных растворах обязательно в качестве катионов образуются положительно заряженные ионы водорода (Н+):

Если кислота многоосновная (например: уравнение диссоциации H2SO4), то диссоциация происходит последовательно, за каждый раз отщепляя один ион водорода:

H2SO4 → H + + HSO4- первая ступень — гидросульфат ион

HSO4- → H + + SO4- вторая ступень — сульфат ион

Процесс для многоосновной кислоты, как правило, протекает максимально по первой ступени, степень диссоциации последующих намного меньше.

Характеристика процесса для щелочей

При диссоциации щелочей в водных растворах обязательно образуется отрицательно заряженный гидроксил ион (ОН-):

Процесс для многокислотных оснований (пример — механизм диссоциации гидроксида магния) протекает многоступенчато аналогично многоосновным кислотам:

Mg (OH)2 → OH- + Mg (OH)+ первая ступень

Mg (OH)+ → OH- + Mg2+ вторая ступень

Существуют также случаи, когда в процессе диссоциации могут образовываться и катионы водорода, и гидроксил-анионы (при диссоциации амфолитов или амфотерных соединений, например, Zn, Al):

2OH- + Zn2+ + 2H2O ←→ Zn (OH)2 + H2O ←→ [Zn (OH)4]2- + 2H+

Правила протекания для кислых и основных солей

Для кислых солей, основная закономерность заключается в следующем — сначала диссоциируют катионы (положительно заряженные металлы), а только потом катионы водорода:

KHSO4 → K+ + HSO4- первая ступень

HSO4 — → H+ + SO4- вторая ступень

У основных солей, в первую очередь, переходят в раствор остатки кислоты, а уже затем гидроксил-ион:

BaOHCl → Cl- + Ba (OH)+ первая ступень

Ba (OH)+ → OH- + Ba2+ вторая ступень

Водородный показатель

Определение, сущность и значение

Процессы диссоциации могут протекать не только для растворенных веществ, но и растворителя. Так, вода является сама со себе слабым электролитом и для неё характерна диссоциация в очень незначительной степени. Уравнение процесса можно записать следующим образом:

Одна молекула воды диссоциирует на положительно заряженные ионы водорода и отрицательно заряженные анионы гидроксония. Именно концентрация этих ионов определяет уровень кислотности раствора — чем больше ионов гидроксония, тем более кислый раствор.

Концентрация ионов гидроксония в реальных растворах, как правило, очень мала (например: 5×10−6 г/л) и поэтому для удобства, это значение логарифмируют, а чтобы получить положительное значение, берут с обратным знаком. Кратко сформулируем строгое определение понятия «водородный показатель» или рН.

рН (водородный показатель) — это отрицательный натуральный логарифм концентрации ионов гидроксония, отражающий кислотность раствора.

Значения водородного показателя принято оценивать по шкале значений от 0 до 14, где 0 — наиболее кислый раствор, а 14 — наиболее щелочной. Нейтральным раствором (соответствующим рН чистой воды) считается раствор со значением 7. Для примера приводим несколько типичных растворов, имеющих характерные значения водородного показателя:

Значительно реже прибегают к использованию еще одного показателя — рОН. По своему смыслу он абсолютно аналогичен водородному показателю, за исключением того, что за основу берётся концентрация гидроксил-ионов.

Источник