Електроліти живих систем. Матеріали для учнів 10 класу.

  

                   Електролітична дисоціація: рівняння, ступінь, константа, реакції

Фундаментальною опорою хімії, нарівні з періодичною системою Менделєєва Д. І., будовою органічних сполук А. М. Бутлерова, іншими важливими відкриттями, є і теорія електролітичної дисоціації. У 1887 році була розроблена Сванте Аррениусом для пояснення специфічної поведінки електролітів у воді, інших полярних рідинах і розплавах. Він знайшов компроміс між двома категорично різними, існуючими на той час теоріями розчинах – 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 хімічна зв'язок. Виявилося, що насправді розчинів притаманні і ті, і інші властивості.




На наступних етапах розвитку науки багато вчені продовжували дослідження і розробки в цій області, спираючись на наявні відомості про будову атомів і природу хімічних зв'язків між ними. Зокрема І. А. Підборів займався питанням сольватационних процесів, В. А. Кістяківський визначив залежність підняття стовпа рідини в капілярі в умовах температури кипіння від молекулярної ваги.

                   Сучасне трактування теорії

До появи цього 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 сполуки з молекулами розчинника, появи рухливості катіонів і аніонів у вузлах кристалічної решітки через розплавлення. В результаті цього утворені субстанції отримують нову властивість – електричну провідність.

Іони, знаходячись у вільному стані розчину або розплаву, що взаємодіють між собою. Однойменно заряджені відштовхуються, різнойменні – притягуються. Заряджені частинки сольватировани молекулами розчинника – кожна щільно оточена суворо орієнтованими диполями відповідно силам тяжіння Кулона, в окремому випадку гидратировани, якщо водна середовище. Катіони завжди мають великі радіуси, ніж аніони з-за специфіки розташування навколо них частинок з локалізованими по краях зарядами.

Склад, класифікація і назви заряджених частинок у світлі електролітичної дисоціації

Іоном називають атом або групу атомів, які є носіями позитивного або негативного заряду. Їм притаманне умовний підрозділ на прості (До (+) , Са (2+) , Н (+) – що складаються з одного хімічного елемента), складні та комплексні (ВІН (-) , SO 4 (2-) , НСТ 3 (-) – з кількох). Якщо катіон або аніон пов'язаний з молекулою розчинника, він називається сольватированним, з диполем молекули Н 2 Про – гідратованим.




Коли відбувається електролітична дисоціація води, утворюється дві заряджені частинки Н (+) і ВІН (-) . Протон водню приймає на вакантну орбіталь неподеленную електронну пару кисню іншої молекули води, в результаті чого утворюється іон гидроксония Н 3 Про (+) .

Основні положення відкриття Арреніуса

Всі представники класів неорганічних сполук, крім оксидів, в розчинах орієнтованих диполів рідин розпадаються, кажучи хімічною мовою – дисоціюють на складові їх іони в більшій чи меншій мірі. Наявності електричного струму цей процес не вимагає, рівняння електролітичної дисоціації є його схематичної записом. Потрапляючи в розчин або розплав, іони можуть піддаватися дії електричного струму і направлено рухатися до катода (негативного електроду) і анода (позитивного). Останні притягують протилежно заряджені атомні агрегати. Звідси частинки і отримали свої назви – катіони і аніони.

Паралельно і одночасно з розпадом речовини йде зворотний процес – асоціація іонів у вихідні молекули, тому стовідсоткового розчинення речовини не відбувається. Таке рівняння реакції електролітичної дисоціації містить знак рівності між правою і лівою його частинами. Електролітична дисоціація, як будь-яка інша реакція, підпорядковується законам, що регулюють хімічна рівновага, не є винятком і закон діючих мас. Він свідчить, що швидкість процесу розпаду на іони пропорційна концентрації електроліту.

                Класифікація речовин при дисоціації

Хімічна термінологія підрозділяє речовини на нерозчинні, малорозчинні та розчинні. Два останніх – це слабкі і сильні електроліти. Відомості про розчинність тих чи інших сполук зведені в таблицю розчинності. Дисоціація сильних електролітів – це незворотній процес, вони націло розпадаються на іони. Слабкі – лише частково, їм притаманне явище асоціації, а отже, равновесность відбуваються процесів.

Важливо зазначити, 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 сполук, розчини яких проводять електричний струм

До класу «сильні електроліти» відносять все добре диссоциирующие кислоти, такі як азотна, соляна, бромна, сірчана, хлорне та інші. В однаковою мірою і лугу – гідроксиди лужних і окремі представники групи «лужноземельні метали». Інтенсивна електролітична дисоціація солей, крім визначених цианатов і тиоцианатов, а також хлориду ртуті (II). Клас «слабкі електроліти» представляють інші мінеральні і майже всі органічні кислоти: вугільна, сульфідна, борна, азотиста, сірчиста, кремнієва, оцтова та інші. А також малорозчинні і вуглеводневі підстави і амфотерні гідроксиди (гідроокису магнію, берилію, заліза, цинку в ступені окислення (2+)). У свою чергу, молекули води є дуже слабкими електролітами, але все ж розпадаються на іони.

Кількісний опис диссоциирующих процесів

Ступінь електролітичної дисоціації фактично характеризує масштаби процесу розщеплення. Її можна обчислити число расщепившихся на іони частинок необхідно розділити на загальну чисельність молекул розчиненої речовини в системі. Позначають цю величину буквою «альфа».

Логічно, що для сильних електролітів «» 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 електролітичної дисоціації впливає ряд незаперечних чинників. В першу чергу важлива природа розчинника і 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 більший ступінь дисоціації.

Другорядні фактори

Многоосновние кислоти, такі як фосфорна, і заснування у складі з кількома гідроксильними групами, наприклад, Fe(ВІН) 3 , розпадаються на іони східчасто. 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, змінюють концентрацію одного з іонів основного розчиненої речовини. Це тягне за собою зміщення рівноваги в бік, яке визначається правилом Ле Шательє-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 електролітичної дисоціації (До д ), 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 з'єднання на складові його частки константа дисоціації (До д ) буде визначатися приватним постійних концентрацій катіонів та аніонів у складі розчину, зведених в ступені, відповідні цифр, що стоять перед ними в хімічному рівнянні, та загального числа залишилися не продиссоциировавших формульних одиниць розчиненої речовини. Простежується залежність – чим вище (До д ), тим більше число катіонів і аніонів у системі. Зв'язок концентрації слабкого розпадається з'єднання, ступеня та константи дисоціації визначається за допомогою закону розведення Оствальда рівнянням: До д = 2 с.

Вода як слабо диссоциирующее речовина

Дипольні молекули у вкрай невеликій мірі розпадаються на заряджені частинки, так як це енергетично невигідно. Все ж йде розщеплення на катіони водню і гідроксильні аніони. З урахуванням гідратаційні процесів можна говорити про утворення з двох молекул води іона гидроксония і ВІН (-) .

Постійна дисоціація визначається відношенням твори протонів водню і гідроксидних груп, що називається іонним добутком води, до рівноважної концентрації не розпалися молекул у розчині. Електролітична дисоціація води обумовлює наявність в системі Н (+) , які характеризують її кислотність, а присутність ВІН (-) – 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 (+) у розчині. рН менше 7 говорить про те, що середовище кисле, більше – про її лужності. Це дуже важлива величина, за її експериментальним значенням 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 електролітичної дисоціації з 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, які осідають або віддалялися з реагуючої суміші у складі парів газу в ході реакції, завжди необхідно записувати тільки в молекулярній формі, на відміну від сполук електролітів, сильні представники яких тільки в расщепившемся на іони вигляді входять до складу розчинів. Електролітична дисоціація для них – незворотній 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 многоосновние або многокислотние. Для кожної подреакции записується своє рівняння.

Роль в хімічній науці та її розвиток

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 струму через різноманітні 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. В 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.