Las sustancias-electrolitos, cuando se disuelven en agua, se descomponen en partículas cargadas: iones. Lo contrario es la molarización o asociación. La formación de iones se explica por la teoría de la disociación electrolítica (Arrhenius, 1887). El mecanismo de descomposición de los compuestos químicos durante la fusión y la disolución está influenciado por las características de los tipos de enlaces químicos, la estructura y la naturaleza del solvente.

Electrolitos y no conductores

En soluciones y fundidos, se produce la destrucción de las redes cristalinas y las moléculas: disociación electrolítica (DE). La desintegración de sustancias va acompañada de la formación de iones, la aparición de una propiedad como la conductividad eléctrica. No todos los compuestos son capaces de disociarse, solo las sustancias que inicialmente consisten en iones o partículas fuertemente polares. La presencia de iones libres explica la capacidad de los electrolitos para conducir la corriente. Bases, sales, muchos ácidos inorgánicos y algunos orgánicos tienen esta capacidad. Los no conductores están compuestos por moléculas de baja polaridad o no polarizadas. No se descomponen en iones, ya que no son electrolitos (muchos compuestos orgánicos). Los portadores de carga son iones positivos y negativos (cationes y aniones).

El papel de S. Arrhenius y otros químicos en el estudio de la disociación.

La teoría de la disociación electrolítica fue corroborada en 1887 por un científico de Suecia S. Arrhenius. Pero los primeros estudios extensos de las propiedades de las soluciones fueron realizados por el científico ruso M. Lomonosov. Contribuyó al estudio de partículas cargadas que surgen de la disolución de sustancias, T. Grothus y M. Faraday, R. Lenz. Arrhenius demostró que muchos compuestos orgánicos e inorgánicos son electrolitos. El científico sueco explicó la conductividad eléctrica de las soluciones mediante la descomposición de la materia en iones. La teoría de la disociación electrolítica de Arrhenius no atribuía importancia a la participación directa de las moléculas de agua en este proceso. Los científicos rusos Mendeleev, Kablukov, Konovalov y otros creían que se produce la solvatación: la interacción de un solvente y un soluto. Cuando se trata de sistemas de agua, se utiliza el nombre de "hidratación". Se trata de un proceso fisicoquímico complejo, como lo demuestra la formación de hidratos, fenómenos térmicos, cambio de color de la sustancia y aparición de sedimentos.

Las principales disposiciones de la teoría de la disociación electrolítica (TED).

Muchos científicos han trabajado para perfeccionar la teoría de S. Arrhenius. Tomó su mejora, teniendo en cuenta los datos modernos sobre la estructura del átomo, enlace químico... Las principales disposiciones del TED, que difieren de las tesis clásicas de finales del siglo XIX, se formulan:

Los fenómenos que ocurren deben tenerse en cuenta al elaborar las ecuaciones: aplicar un signo especial de un proceso reversible, calcular cargas negativas y positivas: deben coincidir en total.

Mecanismo de la DE de sustancias iónicas.

La teoría moderna de la disociación electrolítica tiene en cuenta la estructura de las sustancias electrolíticas y disolventes. Al disolverse, los enlaces entre partículas con carga opuesta en cristales iónicos se destruyen bajo la influencia de moléculas de agua polares. Literalmente "extraen" iones de la masa a la solución. La descomposición va acompañada de la formación de una capa de solvato (en agua - hidratación) alrededor de los iones. Además del agua, las cetonas y los alcoholes inferiores tienen una constante dieléctrica aumentada. Durante la disociación del cloruro de sodio en iones Na + y Cl -, se registra una etapa inicial, que se acompaña de la orientación de los dipolos de agua con respecto a los iones superficiales del cristal. Sobre el la etapa final Los iones hidratados se liberan y se difunden en el líquido.

El mecanismo de la DE de compuestos con un enlace covalente fuertemente polar.

Las moléculas de solvente afectan los elementos. estructura cristalina Sustancias no iónicas. Por ejemplo, el efecto de los dipolos de agua sobre el ácido clorhídrico conduce a un cambio en el tipo de enlace en la molécula de polar covalente a iónico. La sustancia se disocia, los iones hidratados de hidrógeno y cloro entran en la solución. Este ejemplo demuestra la importancia de aquellos procesos que ocurren entre las partículas del solvente y el compuesto disuelto. Es esta interacción la que conduce a la formación de iones electrolitos.

Teoría de la disociación electrolítica y las principales clases de compuestos inorgánicos.

A la luz de las principales disposiciones de TED, un ácido puede denominarse electrolito, durante cuya descomposición solo se puede detectar el protón H + a partir de iones positivos. La disociación de la base va acompañada de la formación o liberación de la red cristalina de solo el anión OH - y el catión metálico. Una sal normal al disolverse da un ión metálico positivo y uno negativo, un residuo ácido. La sal básica se distingue por la presencia de dos tipos de aniones: el grupo OH y el residuo ácido. En una sal ácida, solo el hidrógeno y el metal están presentes a partir de los cationes.

El poder de los electrolitos

Para caracterizar el estado de una sustancia en una solución, se utiliza cantidad física- el grado de disociación (α). Encuentre su valor a partir de la relación entre el número de moléculas desintegradas y su número total en la solución. La profundidad de la disociación está determinada. diferentes condiciones... Los parámetros dieléctricos del solvente y la estructura del compuesto disuelto son importantes. Por lo general, el grado de disociación disminuye al aumentar la concentración y aumenta al aumentar la temperatura. A menudo, el grado de disociación de una sustancia en particular se expresa en fracciones de una unidad.

Clasificación de electrolitos

La teoría de la disociación electrolítica a finales del siglo XIX no contenía disposiciones sobre la interacción de iones en solución. La influencia de las moléculas de agua en la distribución de cationes y aniones le pareció insignificante a Arrhenius. Las ideas de Arrhenius sobre los electrolitos fuertes y débiles eran formales. Según las disposiciones clásicas, puede obtener el valor α = 0,75-0,95 para electrolitos fuertes. Los experimentos demostraron la irreversibilidad de su disociación (α → 1). Se descompone casi por completo en iones. sales solubles, ácidos sulfúrico y clorhídrico, álcalis. Los ácidos sulfuroso, nitroso, fluorhídrico y ortofosfórico están parcialmente disociados. Los electrolitos débiles son silicio, acético, sulfuro de hidrógeno y ácido carbónico, hidróxido de amonio, bases insolubles. El agua también se conoce como un electrolito débil. Una pequeña parte de las moléculas Н 2 О se disocia, mientras se produce la molarización de los iones.

Además de la constante de disociación, la fuerza del electrolito se puede determinar a partir del valor de otro parámetro, que depende de la concentración de la solución. Este parámetro es grado aparente de disociación que muestra la fracción de moléculas descompuestas en iones.

Grado de disociación (  ) es la relación entre el número de moléculas que se descomponen en iones (N dis. ) al número total de moléculas del soluto (N total ) :

El grado de disociación se expresa en fracciones de una unidad o en porcentaje. Dado que el número total de moléculas de una sustancia en una solución es proporcional a la cantidad de su sustancia y su concentración molar, podemos escribir:

(7.6.5.)

donde n dis. y c dis. - respectivamente, la cantidad y concentración molar del soluto que sufrió disociación electrolítica.

Las sustancias se clasifican convencionalmente como electrolitos fuertes, cuyo grado aparente de disociación en solución supera el 30% (> 0,3). Para < 3% ( < 0,03) электролиты считают слабыми, в других случаях о них говорят как об электролитах средней силы.

El grado de disociación generalmente se determina midiendo la conductividad eléctrica de las soluciones, que es directamente proporcional a la concentración de iones que se mueven libremente. En este caso, no se obtienen valores verdaderos de , sino valores aparentes. Siempre son menores que los valores verdaderos , porque al moverse hacia los electrodos, los iones chocan y reducen parcialmente su movilidad, especialmente a su alta concentración en solución, cuando surge la atracción electrostática entre los iones. Por ejemplo, el valor real del grado de disociación electrolítica de HCl en una solución diluida es 1, en una solución 1 M  = 0.78 (78%) a 18 0 С, sin embargo, esta solución no contiene 22% de HCl no disociado moléculas, casi todas las moléculas están disociadas.

Los electrolitos que se disocian casi por completo en una solución acuosa diluida se denominan electrolitos fuertes..

Electrolitos fuertes en soluciones acuosas Pertenece a casi todas las sales, muchos ácidos inorgánicos (H 2 SO 4, HNO 3, HClO 4, halogenados, excepto HF, etc.), hidróxidos de elementos s (excepto Be (OH) 2 y Mg (OH) 2 ). Los valores aparentes de estos electrolitos oscilan entre el 70 y el 100%. La disociación de electrolitos fuertes es un proceso casi irreversible. :

HCl  H + + Cl - o HCl = H + + Cl -

los ácidos son sustancias que se disocian en una solución acuosa con la formación de cationes de hidrógeno y aniones de un residuo ácido, las bases son sustancias que se disocian en una solución acuosa con la formación de iones hidróxido OH - y cationes metálicos .

Los ácidos polibásicos débiles se disocian paso a paso. Cada paso se caracteriza por su valor de la constante de disociación, por ejemplo:

Debido a la disociación escalonada Los ácidos polibásicos son capaces de formar sales ácidas., NaHSO 4, NaHCO 3, K 2 HPO 4, etc.

Las bases de múltiples ácidos débiles se disocian en pasos:

Esto explica la capacidad de las bases de múltiples ácidos para formar sales básicas: CuOHCl, (ZnOH) 2 SO 4, etc.

Los electrolitos que se disocian parcialmente en una solución acuosa diluida se denominan débiles. La disociación de electrolitos débiles es un proceso reversible.

Por ejemplo:

Grado de disociación electrolíticadepende de:

la naturaleza del electrolito y el disolvente;

concentración de la solución;

temperatura

y aumenta al aumentar la dilución de la solución:

El grado de disociación aumenta con el aumento de la temperatura de la solución. Un aumento en la energía cinética de las partículas disueltas promueve la descomposición de moléculas en iones, lo que conduce a un aumento en el grado de disociación cuando se calientan las soluciones.

Si, en una solución de un ácido débil o una base débil, la concentración del ión del mismo nombre aumenta mediante la introducción de la sal correspondiente, se observa un cambio brusco en el grado de disociación del electrolito débil. Consideremos, por ejemplo, cómo cambiará  de ácido acético (CH3COOH) cuando se introduzca acetato de sodio en la solución (introducción de los mismos iones CH3COO-).

Según el principio de Le Chatelier, el equilibrio del proceso de disociación

se desplazará hacia la izquierda como resultado de un aumento en la concentración de iones acetato CH 3 COO - formado durante la disociación del acetato de sodio:

CH 3 COONa  CH 3 COO - + Na +.

Tal cambio en el equilibrio hacia la formación de CH 3 COOH significa una disminución en el grado de su disociación y conduce a una disminución en la concentración de iones de hidrógeno, por ejemplo:

Por lo tanto, como resultado de introducir una solución 0.01 M de CH 3 COOH en 1 L de 0.01 mol de CH 3 COONa, la concentración de iones de hidrógeno disminuyó en

.

Desde el punto de vista de la teoría de la disociación electrolítica. Los hidróxidos anfóteros (anfolitos) son sustancias que se disocian en una solución acuosa tanto por el tipo de ácidos como por el tipo de bases.... Estos incluyen Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2, Al (OH) 3, Cr (OH) 3, etc. Por ejemplo, las ecuaciones de disociación electrolítica Be ( OH) 2:

1) disociación por tipo de base:

Sea (OH) 2 + 3H 2 O  OH - +

H 2 O  OH - +

2) disociación por tipo de ácido:

Sea (OH) 2 + 2H 2 O  H + +

 H + +

Existe un cierto patrón entre la constante y el grado de disociación, que W. Ostwald descubrió en 1888 y supo explicarlo. Este patrón se denominó más tarde ley de reproducción de Ostwald.

El establecimiento experimental de la exactitud de la ley de dilución de Ostwald había gran importancia para fundamentar la teoría de la disociación electrolítica.

K d está asociado con una dependencia simple. Si la concentración molar total del electrolito en la solución se designa C KA, entonces, para los electrolitos binarios, las concentraciones de iones K y + y A x- serán iguales a · C KA. Es obvio que

= =  C KA,

C KA -  C KA = C KA (1-), entonces

(7.6.6.)

Para electrolitos débiles   0 y (1 - )  1. Por lo tanto,

(7.6.7.)

La dependencia resultante es una expresión matemática Ley de dilución de Ostwald :

el grado de disociación de un electrolito débil aumenta con la dilución de la solución en proporción inversa a la raíz cuadrada de su concentración molar.

El proceso de descomposición o descomposición de un electrolito en iones se llama disociación electrolítica. Las partes constituyentes de moléculas o cristales desintegrados son partículas que tienen una carga. Se llaman iones.

Los iones son negativos y positivos. Los iones positivos se denominan cationes, los iones negativos se denominan aniones.

Las soluciones de sustancias, moléculas o cristales capaces de descomponerse en IONES (disociarse) pueden conducir una corriente eléctrica. Por eso se les llama electrolitos. El proceso de disociación electrolítica a menudo se denomina simplemente disociación.

El proceso de disolución de una sustancia se diferencia de la disociación en que, al disolverse, las partículas de una sustancia se distribuyen uniformemente entre las moléculas del disolvente (agua) en todo el volumen de la solución y, en el proceso de disociación, las partículas de la sustancia. (cristales o moléculas) se desintegran en sus partes componentes.

Por tanto, con una buena solubilidad, una sustancia no siempre se disocia bien.

Hay sustancias cuyas moléculas o cristales se descomponen bien en iones. Se llaman electrolitos fuertes.

Electrolitos fuertes:

La disociación de electrolitos fuertes es irreversible.

Hay sustancias, moléculas o cristales que se descomponen mal en iones. Se llaman electrolitos débiles.

Electrolitos débiles:

La disociación de los electrolitos débiles se produce de forma reversible, es decir, los iones formados durante la desintegración de la molécula, combinándose de nuevo, forman la molécula original. La reversibilidad de la reacción se muestra mediante flechas multidireccionales: para electrolitos débiles, la reacción inversa (asociación) prevalece sobre la descomposición de moléculas en iones.

1. Disociación de electrolitos fuertes.

Durante la disociación de los ácidos, sus moléculas siempre se descomponen en iones de hidrógeno H cargados positivamente e iones de residuos ácidos cargados negativamente.

Considere la ecuación para la disociación de un ácido electrolítico fuerte. (video tutorial)

Durante la disociación de las bases, sus moléculas siempre se descomponen en iones metálicos cargados positivamente e iones hidróxido cargados negativamente (OH -).

2. Considere la ecuación de disociación de una base: un electrolito fuerte (tutorial en video)

3. Durante la disociación de las sales, sus moléculas siempre se descomponen en iones metálicos con carga positiva e iones de residuos ácidos con carga negativa.

Considere la ecuación para la disociación de una sal: un electrolito fuerte. (video tutorial)

4. Elaboración de la ecuación para la disociación de una sal en la que el residuo ácido consta de un elemento (cloruro (C1), sulfuros ( S ) difiere de aquellas ecuaciones en las que las moléculas de sal tienen dos elementos en el residuo ácido. (video tutorial)

5. Disociación de electrolitos débiles(video tutorial)

La disociación de ácidos polibásicos de electrolitos débiles en iones se produce de forma gradual (paso a paso). En este caso, en cada etapa de disociación, se forman un ion hidrógeno H e iones cargados negativamente de residuos ácidos. Considere la ecuación para la disociación de un ácido: un electrolito débil (Н 2 СО 3)

6 Segunda etapa de disociación HCO 3 - ↔ H + + CO 3 -

El número de etapas de disociación de un ácido: un electrolito débil es igual al número de átomos de hidrógeno H en su molécula.

La disociación de electrolitos débiles de bases de múltiples ácidos en iones se produce de forma gradual (paso a paso). En este caso, en cada etapa de disociación, se forma 1 ion hidróxido (OH -) (lección en video).

Tales bases contienen, por regla general, varios grupos OH. Considere la ecuación para la disociación de la base: un electrolito débil Mg (OH) 2

La primera etapa de disociación.

Mg (OH) 2 ↔ MgOH + + OH -

El número de etapas de disociación de la base: un electrolito débil es igual al número de grupos OH en su molécula. (video tutorial)

Las ecuaciones para la disociación de sales de electrolitos débiles en iones se escriben en una etapa. En este caso, se forman iones metálicos cargados positivamente e iones cargados negativamente del residuo ácido. Considere la ecuación para la disociación de una sal: un electrolito débil Ca 3 (PO 4) 2

Ca 3 (PO 4) 2 ↔ 3Ca 2+ + 2PO 4 3- (videolección)

Reacciones a experiencias (video tutorial)

1. Reacciones de intercambio iónico con desprendimiento de gas

Na 2 CO 3 + 2HCl = CO 2 + H 2 O + 2NaCl

2. Reacciones de intercambio iónico con formación de sales de colores brillantes.

FeCl 3 + 3KNCS = Fe (NCS) 3 + 3KCl

BaCl 2 + K 2 CrO 4 = BaCrO 4 ↓ + 2KCl

NiSO 4 + 2NaOH = Ni (OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

CuSO 4 + 2NaOH = Cu (OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

3. Reacción de neutralización

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

4. Cambio en la disociación de electrolitos a diferentes temperaturas.

Dependiendo del mecanismo de paso de la corriente a través de los conductores, se distinguen los conductores del primer y segundo tipo. Los conductores del 1er tipo, que tienen conductividad electrónica, incluyen metales, óxidos, sulfuros, carbón. Los conductores del segundo tipo son sustancias que se descomponen en iones bajo ciertas condiciones: tienen conductividad iónica. Las sustancias, soluciones o fundidos que conducen una corriente eléctrica se denominan electrolitos. Sustancias, soluciones o fundidos que no conducen corriente eléctrica se llaman no electrolitos; Los electrolitos incluyen ácidos, bases y casi todas las sales; no electrolitos, la mayoría compuestos orgánicos... En solución o fundido, los electrolitos se descomponen en iones. La descomposición de los electrolitos en iones cuando se disuelven en agua se denomina disociación electrolítica. La disociación en soluciones ocurre bajo la acción de moléculas de solventes polares. En las masas fundidas, la disociación se produce debido al calentamiento de la sustancia. La teoría de la disociación electrolítica fue desarrollada por el famoso químico sueco S. Arrhenius (1887). Disposiciones Básicas teoría moderna disociación electrolítica: | T] Cuando se disuelven en agua, los electrolitos se descomponen (disocian) en partículas positivas y negativas (iones), que están en solución en un movimiento caótico. 1 K °> "Para la segunda etapa de disociación HS"<± Н+ + S2" значение константы диссоциации KD равно: n2s К D Для полной диссоциации H9S 7=* 2Н+ + S2" н,s значение константы диссоциации KDr равно произведению констант диссоциации по первой и второй ступени: KH2S V^i® . V D Dl Da . При прочих равных условиях KDj >> ... KD. »Mientras que la separación de un protón de una molécula neutra siempre procede más fácilmente que de los iones cargados negativamente. Un proceso importante de disociación es la disociación del agua: H20 t ± H + + OH ". La constante para este proceso a 25 ° C es igual a: h3o [H *] [OH ~] K °" [H20] "Ya que la concentración de moléculas de agua no disociadas puede tomarse igual al número total de moles de agua en 1 litro, es decir, [H20] = 1000/18 - 55,56 mol, luego [H +] [OH "] - = 10 ~ 14. Por lo tanto, el producto de la concentración de iones H + y OH "a una temperatura dada es constante. Este producto se llama producto iónico del agua (Kj ^ q) Dado que la concentración de iones de hidrógeno hidratados e iones de hidróxido en el agua es igual, entonces [H +] = [OH "] - = 10 ~ 7 mol / L. Una solución con concentraciones de iones iguales se llama neutra; una solución en la que [H +]> [OH ~] es ácida; una solución en la que [H +]< [ОН"] - щелочным (основным). На практике использование концентрации ионов водорода для характеристики кислотности среды неудобно. Обычно для этой цели применяют величину отрицательного десятичного логарифма концентрации водородных ионов, которую называют водородным показателем рН («пэ аш»): pH--lg. Тогда для нейтральной среды рН = -lglO"7 = 7, для кислых растворов рН < 7, для щелочных рН >7. Ejemplo 1 Determine la concentración de iones de hidrógeno e iones de hidróxido en una solución de ácido clorhídrico 5 10 ~ 4 M. Dado: Cm (HC1) "5 10" 4 M Encuentre: [H +]; [OH "] Solución: Dado que el HC1 es un electrolito fuerte, entonces [H +] será igual a la concentración molar del ácido, es decir , Cn + = 5 10 ~ 4 mol / L, 10 "14 10" 14 = WT ~ 5> 10 -4 "2" 10 M0L / L-Respuesta: [H +] = 5 10 ~ 4 mol / L; [OH "] = 2 10" n mol / l. Ejemplo 2 Determine el pH de una solución de KOH 0.01 M. Dado: Encuentre: pH (solución) Solución: KOH es un electrolito fuerte y, por lo tanto, [OH ~] será igual a la concentración de álcali, es decir, [OH "] = 10" 2 mol / l. 1 (G14 KG1 mol / l "pH - -lg = -lglO" 12 = 12. Respuesta: pH = 12.

La conductividad de sustancias de corriente eléctrica o la falta de conductividad se puede observar con un simple instrumento.

Consiste en varillas de carbono (electrodos) conectados por cables a una red eléctrica. Se incluye una luz eléctrica en el circuito, lo que indica la presencia o ausencia de corriente en el circuito. Si los electrodos se sumergen en una solución de azúcar, la luz no se encenderá. Pero se iluminará intensamente si se sumergen en una solución de cloruro de sodio.

Las sustancias que se descomponen en iones en soluciones o se funden y, por lo tanto, conducen la corriente eléctrica se denominan electrolitos.

Las sustancias que en las mismas condiciones no se descomponen en iones y no conducen corriente eléctrica se denominan no electrolitos.

Los electrolitos incluyen ácidos, bases y casi todas las sales.

Los no electrolitos incluyen la mayoría de los compuestos orgánicos, así como sustancias en cuyas moléculas solo hay enlaces covalentes no polares o de baja polaridad.

Los electrolitos son conductores del segundo tipo. En solución o fundido, se descomponen en iones, por lo que fluye la corriente. Obviamente, cuantos más iones tiene una solución, mejor conduce la corriente eléctrica. Agua pura la corriente eléctrica es muy poco conductora.

Hay electrolitos fuertes y débiles.

Cuando se disuelven, los electrolitos fuertes se disocian completamente en iones.

Éstas incluyen:

1) casi todas las sales;

2) muchos ácidos minerales, por ejemplo H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI, HMnO 4, HClO 3, HClO 4;

3) bases alcalinas y metales alcalinotérreos.

Electrolitos débiles cuando se disuelven en agua, solo se disocian parcialmente en iones.

Éstas incluyen:

1) casi todos los ácidos orgánicos;

2) algunos ácidos minerales, por ejemplo H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, HClO, H 2 SiO 3;

3) muchas bases de metales (excepto las bases de metales alcalinos y alcalinotérreos), así como NH 4 OH, que se puede representar como hidrato de amoniaco NH 3 ∙ H 2 O.

El agua es un electrolito débil.

Los electrolitos débiles no pueden dar una alta concentración de iones en solución.

Las principales disposiciones de la teoría de la disociación electrolítica.

La descomposición de los electrolitos en iones cuando se disuelven en agua se denomina disociación electrolítica.

Entonces, el cloruro de sodio NaCl, cuando se disuelve en agua, se descompone completamente en iones de sodio Na + e iones de cloruro Cl -.

El agua forma iones de hidrógeno H + e iones de hidróxido OH - solo en cantidades muy pequeñas.

Para explicar las características de las soluciones acuosas de electrolitos, el científico sueco S. Arrhenius propuso en 1887 la teoría de la disociación electrolítica. Más tarde fue desarrollado por muchos científicos sobre la base de la teoría de la estructura de los átomos y los enlaces químicos.

El contenido moderno de esta teoría se puede reducir a las siguientes tres disposiciones:

1. Los electrolitos, cuando se disuelven en agua, se descomponen (disocian) en iones, positivos y negativos.

Los iones se encuentran en estados electrónicos más estables que los átomos. Pueden consistir en un átomo - estos son iones simples (Na +, Mg 2+, Al 3+, etc.) - o de varios átomos - estos son iones complejos (NO 3 -, SO 2- 4, PO 3- 4 etc.).

2. Bajo la acción de una corriente eléctrica, los iones adquieren un movimiento direccional: los iones cargados positivamente se mueven hacia el cátodo, cargados negativamente hacia el ánodo. Por tanto, los primeros se denominan cationes, los últimos aniones.

El movimiento direccional de los iones se produce como resultado de su atracción por electrodos con carga opuesta.

3. La disociación es un proceso reversible: en paralelo con la desintegración de moléculas en iones (disociación), prosigue el proceso de combinación de iones (asociación).

Por tanto, en las ecuaciones de disociación electrolítica, en lugar del signo igual, se pone el signo de reversibilidad. Por ejemplo, la ecuación para la disociación de una molécula de electrolito KA en un catión K + y un anión A - en forma general se escribe de la siguiente manera:

KA ↔ K + + A -

La teoría de la disociación electrolítica es una de las principales teorías en química Inorgánica y es totalmente coherente con la doctrina atómico-molecular y la teoría de la estructura atómica.

Grado de disociación.

Uno de los conceptos más importantes de la teoría de la disociación electrolítica de Arrhenius es el concepto del grado de disociación.

El grado de disociación (a) es la relación entre el número de moléculas desintegradas en iones (n ") y el número total de moléculas disueltas (n):

El grado de disociación del electrolito se determina empíricamente y se expresa en fracciones de una unidad o en porcentaje. Si α = 0, entonces no hay disociación, y si α = 1 o 100%, entonces el electrolito se descompone completamente en iones. Si α = 20%, esto significa que de 100 moléculas de un electrolito dado, 20 se descomponen en iones.

Los diferentes electrolitos tienen diferentes grados de disociación. La experiencia demuestra que depende de la concentración del electrolito y de la temperatura. Con una disminución en la concentración de electrolito, es decir cuando se diluye con agua, el grado de disociación siempre aumenta. Como regla general, aumenta el grado de disociación y aumenta la temperatura. Según el grado de disociación, los electrolitos se dividen en fuertes y débiles.

Consideremos el desplazamiento del equilibrio que se establece entre las moléculas no disociadas y los iones durante la disociación electrolítica de un electrolito débil - ácido acético:

CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +

Cuando la solución de ácido acético se diluye con agua, el equilibrio se desplazará hacia la formación de iones: aumenta el grado de disociación del ácido. Por el contrario, cuando la solución se evapora, el equilibrio se desplaza hacia la formación de moléculas de ácido: el grado de disociación disminuye.

A partir de esta expresión, es obvio que α puede variar de 0 (sin disociación) a 1 (disociación completa). El grado de disociación a menudo se expresa como porcentaje. El grado de disociación de un electrolito solo se puede determinar experimentalmente, por ejemplo, midiendo el punto de congelación de una solución, mediante la conductividad eléctrica de una solución, etc.

Mecanismo de disociación

Las sustancias con enlaces iónicos se disocian más fácilmente. Como sabes, estas sustancias están compuestas por iones. Cuando se disuelven, los dipolos de agua se orientan alrededor de los iones positivos y negativos. Las fuerzas de atracción mutua surgen entre los iones y los dipolos de agua. Como resultado, el enlace entre los iones se debilita y se produce la transición de iones del cristal a la solución. En este caso, se forman iones hidratados, es decir iones unidos químicamente a moléculas de agua.

Del mismo modo, los electrolitos se disocian, cuyas moléculas se forman según el tipo de enlace covalente polar (moléculas polares). Los dipolos de agua también están orientados alrededor de cada molécula polar de una sustancia, que por sus polos negativos son atraídos por el polo positivo de la molécula y por sus polos positivos por el polo negativo. Como resultado de esta interacción, el aglutinante nube electronica(par de electrones) se desplaza completamente hacia el átomo con mayor electronegatividad, la molécula polar se convierte en iónica y luego se forman fácilmente iones hidratados:

La disociación de moléculas polares puede ser completa o parcial.

Por lo tanto, los electrolitos son compuestos con enlaces iónicos o polares: sales, ácidos y bases. Y pueden disociarse en iones en disolventes polares.

Constante de disociación.

Constante de disociación. Una característica más precisa de la disociación del electrolito es la constante de disociación, que no depende de la concentración de la solución.

La expresión de la constante de disociación se puede obtener escribiendo la ecuación de la reacción de disociación del electrolito AA en forma general:

A K → A - + K +.

Dado que la disociación es un proceso de equilibrio reversible, la ley de acción de masas es aplicable a esta reacción y la constante de equilibrio se puede determinar como:

donde K es la constante de disociación, que depende de la temperatura y la naturaleza del electrolito y el disolvente, pero no depende de la concentración del electrolito.

El rango de constantes de equilibrio para diferentes reacciones es muy grande, de 10-16 a 10 15. Por ejemplo, un valor alto A para reaccionar

significa que si se agrega cobre metálico a una solución que contiene iones de plata Ag +, entonces en el momento de alcanzar el equilibrio la concentración de iones de cobre es mucho mayor que el cuadrado de la concentración de iones de plata 2. Por el contrario, un valor bajo A en reacción

indica que para cuando se alcanza el equilibrio, se ha disuelto una cantidad insignificante de yoduro de plata AgI.

Preste especial atención a la forma de escribir expresiones para la constante de equilibrio. Si las concentraciones de algunos reactivos no cambian significativamente durante la reacción, entonces no se escriben en la expresión de la constante de equilibrio. (tales constantes se denominan K 1).

Entonces, para la reacción del cobre con la plata, la expresión será incorrecta:

La siguiente forma de notación será correcta:

Esto se debe al hecho de que las concentraciones de cobre y plata metálicos se introducen en la constante de equilibrio. Las concentraciones de cobre y plata están determinadas por su densidad y no se pueden cambiar. Por tanto, no tiene sentido tener en cuenta estas concentraciones al calcular la constante de equilibrio.

Las expresiones para las constantes de equilibrio tras la disolución de AgCl y AgI se explican de manera similar.

Producto de solubilidad. Las constantes de disociación de las sales e hidróxidos de metales poco solubles se denominan producto de la solubilidad de las sustancias correspondientes (indicadas por PR).

Para la reacción de disociación del agua.

expresión constante sería:

Esto se explica por el hecho de que la concentración de agua durante las reacciones en soluciones acuosas cambia muy ligeramente. Por lo tanto, se supone que la concentración de [H 2 O] permanece constante y entra en la constante de equilibrio.

Ácidos, bases y sales desde el punto de vista de la disociación electrolítica.

Con la ayuda de la teoría de la disociación electrolítica, definen y describen las propiedades de ácidos, bases y sales.

Los ácidos son electrolitos, cuya disociación produce solo cationes de hidrógeno como cationes.

Por ejemplo:

НCl ↔ Н + + С l -;

CH 3 COOH ↔ H + + CH 3 COO -

La disociación de un ácido polibásico pasa principalmente a través de la primera etapa, en menor medida a través de la segunda y sólo en pequeña medida a través de la tercera. Por tanto, en una solución acuosa de, por ejemplo, ácido fosfórico, junto con las moléculas H 3 PO 4, hay iones (en cantidades sucesivamente decrecientes) H 2 PO 2-4, HPO 2-4 y PO 3- 4

H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO - 4 (primera etapa)

Н 2 РО - 4 ↔ Н + + НРO 2- 4 (segunda etapa)

NRO 2- 4 ↔ N + PО З- 4 (tercera etapa)

La basicidad de un ácido está determinada por el número de cationes de hidrógeno que se forman durante la disociación.

Entonces, HCl, HNO 3 - ácidos monobásicos - se forma un catión de hidrógeno;

H 2 S, H 2 CO 3, H 2 SO 4 - dibásico,

Н 3 РО 4, Н 3 АsО 4 son tribásicos, ya que se forman dos y tres cationes de hidrógeno, respectivamente.

De los cuatro átomos de hidrógeno contenidos en la molécula de ácido acético CH 3 COOH, solo uno incluido en el grupo carboxilo, COOH, es capaz de escindirse en forma de catión H +, - ácido acético monobásico.

Los ácidos básico y polibásico se disocian paso a paso (gradualmente).

Las bases se denominan electrolitos, cuya disociación solo se forman como aniones iones hidróxido.

Por ejemplo:

KOH ↔ K + + OH-;

NH 4 OH ↔ NH + 4 + OH -

Las bases que son solubles en agua se denominan álcalis. No hay muchos de ellos. Estas son bases de metales alcalinos y alcalinotérreos: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH y Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2, Ra (OH) 2 y NH4OH. La mayoría de las bases son ligeramente solubles en agua.

La acidez de una base está determinada por el número de sus grupos hidroxilo (grupos hidroxilo). Por ejemplo, NH 4 OH es una base de un ácido, Ca (OH) 2 es una base de dos ácidos, Fe (OH) 3 es una base de tres ácidos, etc. Las bases de dos y múltiples ácidos se disocian en pasos

Ca (OH) 2 ↔ Ca (OH) + + OH - (primera etapa)

Ca (OH) + ↔ Ca 2+ + OH - (segunda etapa)

Sin embargo, hay electrolitos que, al disociarse, forman simultáneamente cationes de hidrógeno e iones de hidróxido. Estos electrolitos se denominan anfóteros o anfolitos. Estos incluyen agua, hidróxidos de zinc, aluminio, cromo y varias otras sustancias. El agua, por ejemplo, se disocia en Н + y ОН - iones (en pequeñas cantidades):

H 2 O ↔ H + + OH -

En consecuencia, ella ha expresado igualmente y propiedades ácidas debido a la presencia de cationes de hidrógeno H +, y propiedades alcalinas debido a la presencia de iones OH -.

La disociación del hidróxido de zinc anfótero Zn (OH) 2 se puede expresar mediante la ecuación

2OH - + Zn 2+ + 2H 2 O ↔ Zn (OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2- + 2H +

Las sales son electrolitos, cuya disociación forma cationes metálicos, así como un catión de amonio (NH 4) y aniones de residuos ácidos.

Por ejemplo:

(NH _ {4}) _ {2} SO _ {4} ↔ 2NH + 4 + SO _ {2-4};

Na 3 PO 4 ↔ 3Na + + PO 3- 4

Así es como se disocian las sales medianas. Las sales ácidas y básicas se disocian gradualmente. En las sales ácidas, primero se separan los iones metálicos y luego los cationes de hidrógeno. Por ejemplo:

KHSO 4 ↔ K + + HSO - 4

HSO - 4 ↔ H + + SO 2- 4

En las sales básicas, primero se separan los residuos ácidos y luego los iones hidróxido.

Mg (OH) Cl ↔ Mg (OH) + + Cl -