Дисоціація в розчинах

Дисоціація на іони в розчинах відбувається внаслідок взаємодії розчиненої речовини з розчинником; за даними спектроскопічних методів, це взаємодія носить значною мірою хімічний характер. Поряд з сольватіруются здатністю молекул розчинника певну роль в електролітичноїдисоціації грає також макроскопическое властивість розчинника - його діелектрична проникність (Схема електролітичноїдисоціації).

Дисоціація при плавленні

Під дією високих температур іони кристалічної решітки починають здійснювати коливання, кінетична енергія підвищується, і настане такий момент (при температурі плавлення речовини), коли вона перевищить енергію взаємодії іонів. Результатом цього є розпад речовини на іони.

Класична теорія електролітичноїдисоціації

Класична теорія електролітичноїдисоціації була створена С. Арреніус і В. Оствальдом в 1887 році. Арреніус дотримувався фізичної теорії розчинів, не брав до уваги взаємодію електроліту з водою і вважав, що в розчинах знаходяться вільні іони. українські хіміки І. А. Каблуков і В. А. Кістяківський застосували для пояснення електролітичноїдисоціації хімічну теорію розчинів Д. І. Менделєєва і довели, що при розчиненні електроліту відбувається його хімічну взаємодію з водою, в результаті якого електроліт дисоціює на іони.

Класична теорія електролітичноїдисоціації заснована на припущенні про неповну дисоціації розчиненої речовини, яка характеризується ступенем дисоціації α, т. Е. Часткою розпалися молекул електроліту. Динамічна рівновага між недіссоціірованнимі молекулами і іонами описується законом діючих мас. Наприклад, електролітична дисоціація бінарного електроліту KA виражається рівнянням типу:

Константа дисоціації визначається активностями катіонів, аніонів та недіссоціірованних молекул наступним чином:

Значення залежить від природи розчиненої речовини і розчинника, а також від температури і може бути визначено декількома експериментальними методами. Ступінь дисоціації (α) може бути розрахована за будь-якої концентрації електроліту за допомогою співвідношення:,

де - середній коефіцієнт активності електроліту.

слабкі електроліти

Слабкі електроліти - хімічні сполуки, молекули яких навіть в сильно розбавлених розчинах незначно діссоціірованни на іони, які знаходяться в динамічній рівновазі з недіссоціірованнимі молекулами. До слабких електролітів відноситься більшість органічних кислот і багато органічних підстави у водних і неводних розчинах.

Слабкими електролітами є:

майже всі органічні кислоти і вода;

деякі малорозчинні гідроксиди металів: Fe (OH) 3. Zn (OH) 2 і ін.

сильні електроліти

Сильні електроліти - хімічні сполуки, молекули яких в розведених розчинах практично повністю диссоційовані на іони. Ступінь дисоціації таких електролітів близька до 1. До сильних електролітів належать багато неорганічні солі, деякі неорганічні кислоти і підстави у водних розчинах, а також в розчинниках, що володіють високою диссоциирующих здатністю (спирти, аміди і ін.).

У найпростіших випадках (великі одноатомні однозарядного іони) наближені значення константи дисоціації в розведених розчинах сильних електролітів можна обчислити теоретично, виходячи з уявлень про чисто електростатичному взаємодії між іонами в безперервному середовищі - розчиннику.

Приклади сильних електролітів: деякі кислоти (HClO4. HMnO4. H2 SO4. HCl, HBr; HI), гідроксиди лужних і лужноземельних металів (NaOH, KOH, Ba (OH) 2); більшість солей.

Константа дисоціації - вид константи рівноваги, яка характеризує схильність об'єкта диссоциировать (розділятися) оборотним чином на частинки, як наприклад коли комплекс розпадається на складові молекули, або коли сіль дисоціює у водному розчині на іони. Константа дисоціації зазвичай позначається Kd та обернено константі асоціації. У випадку з солями, константу дисоціації іноді називають константою іонізації.

У загальній реакції

де комплекс розбивається на x одиниць A і y одиниць B, константа дисоціації визначається так:

де [A], [B] і [Ax By] - концентрації A, B і комплексу Ax By відповідно.