Kiseline: HCl HBr HI HClO 4 HMnO 4 H 2 SO 4 HNO 3

Baze: hidroksidi formirani od s-elemenata 1 i s-elemenata skupine 11, počevši od Ca

NaOH KOH Ca(OH) 2 Sr(OH) 2 Ba(OH) 2

Soli - gotovo sve.

kiseline sa stajališta teorije disocijacije, to su elektroliti koji disocijacijom nastaju kation vodika i anion kiselinskog ostatka. Prisutnost vodikovih kationa u kiselim otopinama određuje njihovu kiseli okus, sposobnost promjene boje indikatora, imaju iritantan, pa čak i upalni učinak.

Kiseline, ovisno o jačini, disociraju na različite načine.

Jake kiseline odmah i nepovratno disociraju:

Slabi elektroliti disociraju postupno i reverzibilno

CH3COOH = CH3COO - + H +

H 2 CO 3 = H + + HCO 3 -

HCO 3 - = H + + CO 3 2-

Disocijaciju slabih spojeva, kao reverzibilan proces, karakterizira konstanta disocijacije

DO dis. CH3COOH= (CH3COO -)*(H +)

Ugljičnu kiselinu, kao dibazičnu kiselinu, karakterizirat će prisutnost

DO dis 1 st H 2 CO 3 = (NSO 3 -)*(H +)

DO dis.2st N 2 CO 3 = (CO 3 2-)*(H +)

Konstanta disocijacije, kao i svaka konstanta reverzibilnog procesa, konstantna je vrijednost za svaki elektrolit (ovisno o prirodi tvari) i ovisi o temperaturi otopine. Što je niža konstanta disocijacije, to je elektrolit slabiji. (K dis. je konstantna vrijednost i može se pronaći u referentnoj tablici)

Osnove – To su elektroliti koji disociraju na metalni kation i hidroksidni anion. Jake baze odmah i nepovratno disociraju:

KOH K + + OH -

Slabi elektroliti disociraju stepenasto i reverzibilno

Mg(OH) 2 MgOH + + OH -

MgOH + Mg 2+ + OH -

Soli– jaki elektroliti, dakle u otopini odmah i potpuno razlažu se na metalne katione i anione kiselinskih ostataka.

Al 2 (SO 4) 3 2Al 3+ + 3SO 4 2-

Na 3 PO 4 3 Na + + PO 4 3-

Kisele soli prvo disociraju na metalni kation i anion kiselinskog ostatka

NaHCO 3 Na + + HCO 3 -

A onda kiseli ostatak disocira kao kiselina

HCO 3 - H + + CO 3 2-

Pojam pH (ph)

Kao otapalo najčešće se koristi voda. Iako je voda slab elektrolit, ona disocira u otopini

H 2 O = H + +OH -

Kao i svaki reverzibilni proces, karakterizira ga konstanta disocijacije

DO dis. = (H +)*(OH -)

Eksperimentalno je dokazano da se od 10.000.000 molekula samo jedna raspada na ione.Zato se koncentracija vode uzima kao konstantna vrijednost i dobiva se sljedeći izraz

Kdis * (H 2 O) = Kw = (H +) * (OH -) = konst = 10 -14 (ova se vrijednost naziva ionski produkt vode)

Jer ova vrijednost je konstantna, koristi se za izračunavanje koncentracije H + ili OH - iona

Na primjer, (OH -) =10 -3 odrediti (H +) =?

(H+) = K w= 10 -14 =10 -11

- (OH -) = 10 -1 (H +) = 10 -13 ph = 13

- (OH -) = 10 -5 (H +) = 10 -9 ph = 9

- (OH -) = 10 -7 (H +) = 10 -7 ph = 7

- (OH -) = 10 -10 (H +) = 10 -4 ph = 4

- (OH -) = 10 -14 (H +) = 10 0 = 1 ph = 1

Svi sljedeći izračuni rade se slično prvom. Nezgodno je koristiti frakcijske oznake za koncentracije, pa se uvodi koncept pH vrijednost ( njegove vrijednosti dane su u krajnjem desnom stupcu)

(H +) = 10 -6 ph = 6, (H +) = 10 -11 ph = 11

Elektroliti su tvari čije otopine ili taline provode električnu struju. U elektrolite spadaju kiseline, baze i soli. Tvari koje u otopljenom ili rastaljenom stanju ne provode električnu struju nazivaju se neelektroliti. Tu spadaju mnoge organske tvari, kao što su šećeri itd. Sposobnost otopina elektrolita da provode električnu struju objašnjava se činjenicom da se pri otapanju molekule elektrolita raspadaju na električki pozitivno i negativno nabijene čestice – ione. Količina naboja na ionu brojčano je jednaka valenciji atoma ili skupine atoma koji tvore ion. Ioni se od atoma i molekula razlikuju ne samo po prisutnosti električnih naboja, već i po drugim svojstvima, na primjer, ioni nemaju miris, boju ili druga svojstva molekula klora. Pozitivno nabijeni ioni nazivaju se kationi, negativno nabijeni ioni nazivaju se anioni. Kationi tvore vodik H +, metale: K +, Na +, Ca 2+, Fe 3+ i neke skupine atoma, na primjer amonijevu skupinu NH + 4; Anioni tvore atome i skupine atoma koji su kiselinski ostaci, na primjer Cl-, NO-3, SO 2-4, CO 2-3.

Raspad molekula elektrolita na ione naziva se elektrolitička disocijacija ili ionizacija i reverzibilan je proces, tj. u otopini se može pojaviti ravnotežno stanje u kojem se onoliko molekula elektrolita raspadne na ione, toliko ih se ponovno formira iz iona. . Disocijacija elektrolita na ione može se prikazati općom jednadžbom: , gdje je KmAn nedisocirana molekula, K z+ 1 je kation koji nosi z 1 pozitivnih naboja, a z- 2 je anion koji ima z 2 negativnih naboja, m i n su broj kationa i aniona nastalih tijekom disocijacije jedne molekule elektrolita. Na primjer, .

Broj pozitivnih i negativnih iona u otopini može biti različit, ali je ukupni naboj kationa uvijek jednak ukupnom naboju aniona, pa je otopina kao cjelina električki neutralna.

Jaki elektroliti gotovo potpuno disociraju na ione pri bilo kojoj koncentraciji u otopini. To uključuje jake kiseline (vidi), jake baze i gotovo sve soli (vidi). Slabi elektroliti, koji uključuju slabe kiseline i baze i neke soli, poput sublimata HgCl 2, samo djelomično disociraju; stupanj njihove disocijacije, tj. udio molekula razgrađenih na ione, raste s smanjenjem koncentracije otopine.

Mjera sposobnosti elektrolita da se raspadnu na ione u otopinama može biti konstanta elektrolitičke disocijacije (konstanta ionizacije), jednaka
gdje su u uglatim zagradama prikazane koncentracije odgovarajućih čestica u otopini.

Kada istosmjerna električna struja prolazi kroz otopinu elektrolita, kationi prelaze na negativno nabijenu elektrodu - katodu, anioni prelaze na pozitivnu elektrodu - anodu, gdje odustaju od svojih naboja, pretvarajući se u električki neutralne atome ili molekule (kationi primaju elektroni s katode, a anioni odustaju elektrone na anodi) . Budući da je proces dodavanja elektrona tvari redukcija, a proces otpuštanja elektrona tvari oksidacija, kada električna struja prolazi kroz otopinu elektrolita, na katodi dolazi do redukcije kationa, a na katodi do oksidacije aniona. anoda. Ovaj redoks proces naziva se elektroliza.

Elektroliti su neizostavan sastojak tekućina i gustih tkiva organizama. U fiziološkim i biokemijskim procesima važnu ulogu imaju anorganski ioni kao što su H +, Na +, K +, Ca 2+, Mg 2+, OH -, Cl -, HCO - 3, H 2 PO - 4, SO 2- 4 (vidi Metabolizam minerala). H + i OH - ioni nalaze se u vrlo malim koncentracijama u ljudskom tijelu, ali njihova je uloga u životnim procesima golema (vidi Acidobazna ravnoteža). Koncentracija iona Na + i Cl - znatno premašuje koncentraciju svih ostalih anorganskih iona zajedno. Vidi također Puferske otopine, Ionski izmjenjivači.

Elektroliti su tvari čije otopine ili taline provode električnu struju. Tipični elektroliti su soli, kiseline i baze.

Prema Arrheniusovoj teoriji elektrolitičke disocijacije, molekule elektrolita u otopinama spontano se raspadaju na pozitivno i negativno nabijene čestice – ione. Pozitivno nabijeni ioni nazivaju se kationi, negativno nabijeni ioni nazivaju se anioni. Količina naboja na ionu određena je valencijom (vidi) atoma ili skupine atoma koji tvore dati ion. Katione obično tvore atomi metala, npr. K+, Na+, Ca2+, Mg3+, Fe3+ i neke skupine drugih atoma (npr. amonijeva skupina NH 4); Anione, u pravilu, tvore atomi i skupine atoma koji su kiselinski ostaci, na primjer Cl-, J-, Br-, S2-, NO 3 -, CO 3, SO 4, PO 4. Svaka je molekula električki neutralna, stoga je broj elementarnih pozitivnih naboja kationa jednak broju elementarnih negativnih naboja aniona nastalih tijekom disocijacije molekule. Prisutnost iona objašnjava sposobnost otopina elektrolita da provode električnu struju. Stoga se otopine elektrolita nazivaju ionskim vodičima, odnosno vodičima druge vrste.

Disocijacija molekula elektrolita na ione može se prikazati sljedećom općom jednadžbom:

gdje je nedisocirana molekula, je kation s n1 pozitivnih naboja, je anion s n2 negativnih naboja, p i q su broj kationa i aniona uključenih u molekulu elektrolita. Na primjer, disocijacija sumporne kiseline i amonijevog hidroksida izražava se jednadžbama:

Broj iona sadržanih u otopini obično se mjeri u gramima iona po 1 litri otopine. Gram ion je masa iona određene vrste, izražena u gramima i brojčano jednaka formulskoj težini iona. Težina formule nalazi se zbrajanjem atomskih težina atoma koji tvore određeni ion. Tako je, na primjer, formula težine SO 4 iona jednaka: 32,06 + 4-16,00 = 96,06.

Elektroliti se dijele na niskomolekularne, visokomolekularne (polielektroliti) i koloidne. Primjeri elektrolita niske molekulske mase ili jednostavno elektrolita su obične kiseline, baze i soli niske molekularne težine, koje se obično dijele na slabe i jake elektrolite. Slabi elektroliti ne disociraju u potpunosti na ione, zbog čega se u otopini uspostavlja dinamička ravnoteža između iona i nedisociranih molekula elektrolita (jednadžba 1). Slabi elektroliti uključuju slabe kiseline, slabe baze i neke soli, poput sublimata HgCl 2. Proces disocijacije može se kvantitativno karakterizirati stupnjem elektrolitičke disocijacije (stupnjem ionizacije) α, izotoničkim koeficijentom i i konstantom elektrolitičke disocijacije (konstantom ionizacije) K. Stupanj elektrolitičke disocijacije α je udio molekula elektrolita koji se raspadne u iona u datoj otopini. Vrijednost a, mjerena u dijelovima jedinice ili u %, ovisi o prirodi elektrolita i otapala: opada s porastom koncentracije otopine i obično se neznatno mijenja (povećava ili smanjuje) s porastom temperature; također se smanjuje kada se u otopinu određenog elektrolita uvede jači elektrolit, ne stvarajući elektrolite istog imena (na primjer, stupanj elektrolitičke disocijacije octene kiseline CH 3 COOH opada kada se klorovodična kiselina HCl ili natrijev acetat CH 3 COONa dodan u njegovu otopinu).

Izotonični koeficijent, ili Van't Hoffov koeficijent, i jednak je omjeru zbroja broja iona i nedisociranih molekula elektrolita prema broju njegovih molekula uzetih za pripremu otopine. Eksperimentalno se i određuje mjerenjem osmotskog tlaka, snižavanjem ledišta otopine (vidi Kriometrija) i nekim drugim fizikalnim svojstvima otopina. Veličine i i α međusobno su povezane jednadžbom

gdje je n broj iona nastalih tijekom disocijacije jedne molekule danog elektrolita.

Konstanta elektrolitičke disocijacije K je konstanta ravnoteže. Ako elektrolit disocira na ione prema jednadžbi (1), tada

Gdje, i koncentracije u otopini kationa i aniona (u g-ion/l) odnosno nedisociranih molekula (u mol/l). Jednadžba (3) je matematički izraz zakona djelovanja mase primijenjen na proces elektrolitičke disocijacije. Što je veći K, to se elektrolit bolje razgrađuje na ione. Za određeni elektrolit, K ovisi o temperaturi (obično raste s porastom temperature) i, za razliku od a, ne ovisi o koncentraciji otopine.

Ako se molekula slabog elektrolita može disocirati ne na dva, već na veći broj iona, tada se disocijacija odvija u fazama (stupnjevita disocijacija). Na primjer, slaba ugljična kiselina H 2 CO 3 u vodenim otopinama disocira u dva stupnja:

U ovom slučaju konstanta disocijacije 1. koraka značajno premašuje konstantu 2. koraka.

Jaki elektroliti, prema Debye-Hückelovoj teoriji, u otopinama su potpuno disocirani na ione. Primjeri ovih elektrolita uključuju jake kiseline, jake baze i gotovo sve soli topive u vodi. Zbog potpune disocijacije jakih elektrolita, njihove otopine sadrže ogroman broj iona, čiji su razmaci takvi da se između suprotno nabijenih iona javljaju elektrostatske privlačne sile, zbog čega je svaki ion okružen ionima suprotnog naboja (ionska atmosfera) . Prisutnost ionske atmosfere smanjuje kemijsku i fiziološku aktivnost iona, njihovu pokretljivost u električnom polju i druga svojstva iona. Elektrostatsko privlačenje između suprotno nabijenih iona raste s povećanjem ionske jakosti otopine, jednakom polovici zbroja umnožaka koncentracije C svakog iona i kvadrata njegove valencije Z:

Tako je, na primjer, ionska jakost 0,01 molarne otopine MgSO 4 jednaka

Otopine jakih elektrolita, bez obzira na njihovu prirodu, s istom ionskom jakošću (ali ne većom od 0,1) imaju istu ionsku aktivnost. Ionska jakost ljudske krvi ne prelazi 0,15. Da bi se kvantitativno opisala svojstva otopina jakih elektrolita, uvedena je veličina koja se naziva aktivnost a, formalno zamjenjujući koncentraciju u jednadžbama koje proizlaze iz zakona djelovanja mase, na primjer u jednadžbi (1). Aktivnost a, koja ima dimenziju koncentracije, povezana je s koncentracijom jednadžbom

gdje je f koeficijent aktivnosti, koji pokazuje koliki je udio stvarne koncentracije tih iona u otopini njihova efektivna koncentracija ili aktivnost. Kako se koncentracija otopine smanjuje, f raste iu vrlo razrijeđenim otopinama postaje jednak 1; u posljednjem slučaju a=C.

Niskomolekularni elektroliti neizostavan su sastojak tekućina i gustih tkiva organizama. Od iona niskomolekularnih elektrolita važnu ulogu u fiziološkim i biokemijskim procesima imaju kationi H+, Na+, Mg2+, Ca2+ te anioni OH-, Cl-, HCO 3, H 2 PO 4, HPO 4, SO 4 ( vidi metabolizam minerala). H+ i OH- ioni u organizmima, pa tako iu ljudskom tijelu, nalaze se u vrlo malim koncentracijama, ali je njihova uloga u životnim procesima golema (vidi Acidobazna ravnoteža). Koncentracije Na+ i Cl- znatno su veće od koncentracija svih ostalih iona zajedno.

Žive organizme karakterizira takozvani antagonizam iona - sposobnost iona u otopini da međusobno umanje inherentni učinak svakog od njih. Utvrđeno je, primjerice, da su ioni Na+ u koncentraciji u kojoj se nalaze u krvi toksični za mnoge izolirane organe životinja. Međutim, toksičnost Na+ je potisnuta kada se ioni K+ i Ca2+ dodaju otopini koja ih sadrži u odgovarajućim koncentracijama. Dakle, ioni K+ i Ca2+ su antagonisti iona Na+. Otopine u kojima je štetno djelovanje bilo kojeg iona otklonjeno djelovanjem iona antagonista nazivamo ravnotežnim otopinama. Antagonizam iona otkriven je tijekom njihova djelovanja na niz različitih fizioloških i biokemijskih procesa.

Polielektroliti su elektroliti velike molekulske mase; primjeri su proteini, nukleinske kiseline i mnogi drugi biopolimeri (vidi Makromolekulski spojevi), kao i brojni sintetski polimeri. Kao rezultat disocijacije makromolekula polielektrolita nastaju niskomolekularni ioni (protuioni), obično različite prirode, i višestruko nabijeni makromolekulski ion. Neki protuioni su elektrostatskim silama čvrsto vezani za makromolekularni ion; ostali su u otopini u slobodnom stanju.

Primjeri koloidnih elektrolita uključuju sapune, tanine i neke boje. Otopine ovih tvari karakterizira ravnoteža:
micele (koloidne čestice) → molekule → ioni.

Kada se otopina razrijedi, ravnoteža se pomiče slijeva nadesno.

Vidi također Ampholytes.

1. ELEKTROLITI

1.1. Elektrolitička disocijacija. Stupanj disocijacije. Snaga elektrolita

Prema teoriji elektrolitičke disocijacije, soli, kiseline i hidroksidi se otapanjem u vodi potpuno ili djelomično raspadaju na samostalne čestice - ione.

Proces razgradnje molekula tvari na ione pod utjecajem molekula polarnog otapala naziva se elektrolitička disocijacija. Tvari koje u otopinama disociraju na ione nazivamo elektroliti. Kao rezultat toga, otopina stječe sposobnost provođenja električne struje, jer u njemu se pojavljuju pokretni nositelji električnog naboja. Prema ovoj teoriji, kada se otope u vodi, elektroliti se raspadaju (disociraju) na pozitivno i negativno nabijene ione. Pozitivno nabijeni ioni nazivaju se kationi; tu spadaju, na primjer, vodikovi i metalni ioni. Negativno nabijeni ioni nazivaju se anioni; To uključuje ione kiselinskih ostataka i hidroksidne ione.

Da bi se kvantitativno opisao proces disocijacije, uveden je koncept stupnja disocijacije. Stupanj disocijacije elektrolita (α) je omjer broja njegovih molekula razgrađenih na ione u određenoj otopini ( n ), na ukupan broj njegovih molekula u otopini ( N), ili

α = .

Stupanj elektrolitičke disocijacije obično se izražava ili u dijelovima jedinice ili kao postotak.

Elektroliti sa stupnjem disocijacije većim od 0,3 (30%) obično se nazivaju jakim, sa stupnjem disocijacije od 0,03 (3%) do 0,3 (30%) - srednjim, manjim od 0,03 (3%) - slabim elektrolitima. Dakle, za otopinu od 0,1 M CH3COOH α = 0,013 (ili 1,3%). Stoga je octena kiselina slab elektrolit. Stupanj disocijacije pokazuje koji se dio otopljenih molekula neke tvari raspao na ione. Stupanj elektrolitičke disocijacije elektrolita u vodenim otopinama ovisi o prirodi elektrolita, njegovoj koncentraciji i temperaturi.

Po svojoj prirodi elektrolite možemo podijeliti u dvije velike skupine: jaki i slabi. Jaki elektroliti gotovo potpuno disociraju (α = 1).

Jaki elektroliti uključuju:

1) kiseline (H 2 SO 4, HCl, HNO 3, HBr, HI, HClO 4, H M nO 4);

2) baze – metalni hidroksidi prve skupine glavne podskupine (alkalije) – LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH , kao i hidroksidi zemnoalkalijskih metala – Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2;.

3) soli topljive u vodi (vidi tablicu topljivosti).

Slabi elektroliti u vrlo maloj mjeri disociraju na ione; u otopinama se nalaze uglavnom u nedisociranom stanju (u molekularnom obliku). Za slabe elektrolite uspostavlja se ravnoteža između nedisociranih molekula i iona.

Slabi elektroliti uključuju:

1) anorganske kiseline ( H2CO3, H2S, HNO2, H2SO3, HCN, H3PO4, H2SiO3, HCNS, HClO, itd.);

2) voda (H2O);

3) amonijev hidroksid ( NH4OH);

4) većina organskih kiselina

(na primjer, octena CH3COOH, mravlja HCOOH);

5) netopljive i slabo topljive soli i hidroksidi nekih metala (vidi tablicu topljivosti).

Postupak elektrolitička disocijacija prikazan pomoću kemijskih jednadžbi. Na primjer, disocijacija klorovodične kiseline (HC l ) piše se na sljedeći način:

HCl → H + + Cl – .

Baze disociraju i stvaraju metalne katione i hidroksidne ione. Na primjer, disocijacija KOH

KOH → K + + OH – .

Polibazične kiseline, kao i baze polivalentnih metala, disociraju postupno. Na primjer,

H 2 CO 3 H + + HCO 3 – ,

HCO 3 – H + + CO 3 2– .

Prva ravnoteža - disocijacija prema prvom koraku - karakterizirana je konstantom

.

Za drugu fazu disocijacije:

.

U slučaju ugljične kiseline konstante disocijacije imaju sljedeće vrijednosti: K I = 4,3× 10 –7, K II = 5,6 × 10–11. Za postupnu disocijaciju uvijek K ja > K II > K III >... , jer energija koja se mora utrošiti za odvajanje iona je minimalna kada se on odvoji od neutralne molekule.

Prosječne (normalne) soli, topljive u vodi, disociraju i stvaraju pozitivno nabijene metalne ione i negativno nabijene ione kiselinskog ostatka

Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 –

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–.

Kisele soli (hidrosoli) su elektroliti koji sadrže vodik u anionu, koji se može odvojiti u obliku vodikovog iona H+. Kisele soli se smatraju produktima dobivenim iz polibazičnih kiselina u kojima nisu svi atomi vodika zamijenjeni metalom. Disocijacija kiselih soli odvija se u fazama, na primjer:

KHCO 3 → K + + HCO 3 – (prva razina)

, , 21 , , ,
, 25-26 , 27-28 , , 30, , , , , , , , /2003

§ 6.3. Jaki i slabi elektroliti

Materijal u ovom dijelu djelomično vam je poznat iz prethodno proučavanih školskih tečajeva kemije i iz prethodnog odjeljka. Hajdemo ukratko ponoviti ono što znate i upoznati se s novim materijalom.

U prethodnom odjeljku raspravljali smo o ponašanju u vodenim otopinama nekih soli i organskih tvari koje se u vodenoj otopini potpuno razlažu na ione.
Postoji niz jednostavnih, ali nepobitnih dokaza da se neke tvari u vodenim otopinama raspadaju na čestice. Tako vodene otopine sumporne H2SO4, dušične HNO3, klorovodične HClO4, klorovodične (solne) HCl, octene CH3COOH i drugih kiselina imaju kiselkast okus. U formulama kiselina zajednička čestica je atom vodika, te se može pretpostaviti da je on (u obliku iona) razlog istog okusa svih ovih tako različitih tvari.
Vodikovi ioni nastali disocijacijom u vodenoj otopini daju otopini kiselkast okus, zbog čega se takve tvari nazivaju kiselinama. U prirodi samo ioni vodika imaju kiselkast okus. Oni u vodenoj otopini stvaraju takozvanu kiselu (kiselu) sredinu.

Zapamtite, kada kažete "klorovodik", mislite na plinovito i kristalno stanje ove tvari, ali za vodenu otopinu trebate reći "otopina klorovodika", "klorovodična kiselina" ili koristiti uobičajeni naziv "klorovodična kiselina", iako sastav tvari u bilo kojem stanju izražen istom formulom – HCl.

Vodene otopine litija (LiOH), natrija (NaOH), kalija (KOH), barija (Ba(OH)2), kalcija (Ca(OH)2) i drugih metalnih hidroksida imaju isti neugodan gorko-sapunasti okus i izazivaju osjećaj od klizanja. Očigledno su OH – hidroksidni ioni uključeni u takve spojeve odgovorni za ovo svojstvo.
Klorovodična kiselina HCl, bromovodična HBr i jodovodična kiselina HI reagiraju s cinkom na isti način, unatoč različitom sastavu, budući da u stvarnosti kiselina ne reagira s cinkom:

Zn + 2HCl = ZnSl 2 + H2,

i vodikovi ioni:

Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2,

te nastaju plin vodik i ioni cinka.
Miješanje nekih otopina soli, na primjer, kalijevog klorida KCl i natrijevog nitrata NaNO 3, nije popraćeno vidljivim toplinskim učinkom, iako nakon isparavanja otopine nastaje smjesa kristala četiriju tvari: izvornih - kalijevog klorida i natrija nitrat - i nove - kalijev nitrat KNO 3 i natrijev klorid NaCl . Može se pretpostaviti da se u otopini dvije početne soli potpuno raspadaju u ione, koji, kada ispare, tvore četiri kristalne tvari:

Uspoređujući ove informacije s električnom vodljivošću vodenih otopina kiselina, hidroksida i soli te s nizom drugih odredbi, S.A. Arrhenius je 1887. godine iznio hipotezu elektrolitičke disocijacije, prema kojoj molekule kiselina, hidroksida i soli, otopljene u vode, disocirati na ione.
Proučavanje proizvoda elektrolize omogućuje pripisivanje pozitivnih ili negativnih naboja ionima. Očito, ako kiselina, na primjer dušična HNO 3, disocira, recimo, na dva iona i tijekom elektrolize vodene otopine vodik se oslobađa na katodi (negativno nabijena elektroda), tada, prema tome, postoje pozitivno nabijeni ioni vodika H + u otopini. Tada jednadžbu disocijacije treba napisati na sljedeći način:

NNO 3 = N + + .

Elektrolitička disocijacija– potpuna ili djelomična dezintegracija spoja kada se otopi u vodi na ione kao rezultat interakcije s molekulom vode (ili drugog otapala).
elektroliti– kiseline, baze ili soli, čije vodene otopine provode električnu struju kao rezultat disocijacije.
Tvari koje u vodenoj otopini ne disociraju na ione i čije otopine ne provode električnu struju nazivamo neelektroliti.
Kvantitativno je karakterizirana disocijacija elektrolita stupanj disocijacije– omjer broja "molekula" (jedinica formule) razgrađenih na ione prema ukupnom broju "molekula" otopljene tvari. Stupanj disocijacije označen je grčkim slovom. Na primjer, ako od svakih 100 “molekula” otopljene tvari 80 disocira na ione, tada je stupanj disocijacije otopljene tvari jednak: = 80/100 = 0,8, odnosno 80 %.
Prema sposobnosti disocijacije (ili, kako se kaže, "po snazi"), elektroliti se dijele na snažna, prosjek I slab. Prema stupnju disocijacije, oni s otopinama > 30% smatraju se jakim elektrolitima, a slabi elektroliti< 3%, к средним – 3% 30%. Сила электролита – величина, зависящая от концентрации вещества, температуры, природы растворителя и др.
U slučaju vodenih otopina jaki elektroliti(> 30%) uključuju sljedeće skupine spojeva.
1 . Mnoge anorganske kiseline, kao što su klorovodična HCl, dušična HNO 3, sumporna H 2 SO 4 u razrijeđenim otopinama. Najjača anorganska kiselina je perklorna HClO4.
Snaga kiselina bez kisika raste u nizu sličnih spojeva kada se pomiče niz podskupinu elemenata koji tvore kiseline:

HCl – HBr – HI.

Fluorovodična kiselina HF otapa staklo, ali to uopće ne ukazuje na njegovu snagu. Ova kiselina bez kisika koja sadrži halogen svrstava se u kiseline srednje jakosti zbog visoke energije H–F veze, sposobnosti spajanja (asocijacije) molekula HF zbog jakih vodikovih veza, interakcije F – iona s HF molekule (vodikove veze) uz stvaranje iona i drugih složenijih čestica. Zbog toga se koncentracija vodikovih iona u vodenoj otopini te kiseline značajno smanjuje, pa se fluorovodična kiselina smatra srednje jakom.
Vodikov fluorid reagira sa silicijevim dioksidom, koji je dio stakla, prema jednadžbi:

SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O.

Fluorovodična kiselina ne smije se skladištiti u staklenim posudama. U tu svrhu koriste se posude od olova, neke plastike i stakla, čije su stijenke iznutra obložene debelim slojem parafina. Ako se plin fluorovodik koristi za “jetkanje” stakla, površina stakla postaje mat, što služi za nanošenje natpisa i raznih dizajna na staklo. “Jetkanje” stakla vodenom otopinom fluorovodične kiseline dovodi do korozije staklene površine koja ostaje prozirna. 40% otopina fluorovodične kiseline obično je komercijalno dostupna.

Snaga kisikovih kiselina iste vrste mijenja se u suprotnom smjeru, na primjer, periodna kiselina HIO 4 je slabija od perklorne kiseline HClO 4.
Ako element tvori nekoliko kisikovih kiselina, tada najveću snagu ima kiselina u kojoj element koji tvori kiselinu ima najveću valenciju. Tako je u nizu kiselina HClO (hipoklorna) – HClO 2 (klorna) – HClO 3 (klorna) – HClO 4 (klorna) ova druga najjača.

Jedan volumen vode otapa oko dva volumena klora. Klor (otprilike polovica) reagira s vodom:

Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO.

Klorovodična kiselina je jaka; u njezinoj vodenoj otopini praktički nema molekula HCl. Ispravnije je napisati jednadžbu reakcije na sljedeći način:

Cl 2 + H 2 O = H + + Cl – + HClO – 25 kJ/mol.

Dobivena otopina naziva se klorirana voda.
Hipoklorna kiselina je brzodjelujuće oksidacijsko sredstvo, pa se koristi za izbjeljivanje tkanina.

2 . Hidroksidi elemenata glavnih podskupina I. i II. skupine periodnog sustava: LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH) 2, itd. Pri pomicanju niz podskupinu, s povećanjem metalnih svojstava elementa, čvrstoća elementa se povećava. hidroksida povećava. Topljivi hidroksidi glavne podskupine elemenata I. skupine klasificiraju se kao lužine.

Alkalije su baze koje su topive u vodi. Tu također spadaju hidroksidi elemenata glavne podskupine II skupine (zemnoalkalijski metali) i amonijev hidroksid (vodena otopina amonijaka). Ponekad su lužine oni hidroksidi koji stvaraju visoku koncentraciju hidroksidnih iona u vodenoj otopini. U zastarjeloj literaturi među alkalijama možete pronaći kalijeve karbonate K 2 CO 3 (potaša) i natrijeve karbonate Na 2 CO 3 (soda), natrijev bikarbonat NaHCO 3 (soda bikarbona), boraks Na 2 B 4 O 7, natrijeve hidrosulfide NaHS i kalij KHS et al.

Kalcijev hidroksid Ca(OH) 2 kao jak elektrolit disocira u jednom koraku:

Ca(OH) 2 = Ca 2+ + 2OH – .

3 . Gotovo sve soli. Sol, ako je jak elektrolit, disocira u jednom koraku, na primjer željezni klorid:

FeCl 3 = Fe 3+ + 3Cl – .

U slučaju vodenih otopina slabi elektroliti ( < 3%) относят перечисленные ниже соединения.

1 . Voda H 2 O je najvažniji elektrolit.

2 . Neke anorganske i gotovo sve organske kiseline: H 2 S (sumporovodik), H 2 SO 3 (sumporna), H 2 CO 3 (ugljična), HCN (cijanovodična), H 3 PO 4 (fosforna, ortofosforna), H 2 SiO 3 (silicij), H 3 BO 3 (borna, ortoborna), CH 3 COOH (octena), itd.
Imajte na umu da ugljična kiselina ne postoji u formuli H 2 CO 3. Kada se ugljikov dioksid CO 2 otopi u vodi, nastaje njegov hidrat CO 2 H 2 O, koji radi lakšeg izračuna pišemo formulom H 2 CO 3, a jednadžba reakcije disocijacije izgleda ovako:

Disocijacija slabe ugljične kiseline odvija se u dvije faze. Nastali bikarbonatni ion također se ponaša kao slab elektrolit.
Na isti način disociraju i druge polibazične kiseline: H 3 PO 4 (fosforna), H 2 SiO 3 (silicijeva), H 3 BO 3 (borna). U vodenoj otopini disocijacija se praktički događa samo u prvom koraku. Kako provesti disocijaciju u posljednjoj fazi?
3 . Hidroksidi mnogih elemenata, na primjer Al(OH) 3, Cu(OH) 2, Fe(OH) 2, Fe(OH) 3 itd.
Svi ti hidroksidi disociraju u vodenoj otopini postupno, na primjer željezni hidroksid
Fe(OH) 3:

U vodenoj otopini, disocijacija se događa gotovo isključivo u prvom koraku. Kako pomaknuti ravnotežu prema stvaranju Fe 3+ iona?
Osnovna svojstva hidroksida istog elementa rastu s opadanjem valencije elementa.Tako su osnovna svojstva željeznog dihidroksida Fe(OH) 2 izraženija nego trihidroksida Fe(OH) 3. Ova izjava je ekvivalentna činjenici da su kisela svojstva Fe(OH)3 jača od onih Fe(OH)2.
4 . Amonijev hidroksid NH 4 OH.
Kada se plin amonijak NH 3 otopi u vodi, dobije se otopina koja vrlo slabo provodi struju i ima gorak, sapunast okus. Sredstvo otopine je bazično, odnosno alkalno.Ovakvo ponašanje amonijaka objašnjava se na sljedeći način: Kada se amonijak otopi u vodi, nastaje amonijak hidrat NH 3 H 2 O, kojemu konvencionalno pripisujemo formulu nepostojećeg amonijevog hidroksida NH. 4 OH, uzimajući u obzir da ovaj spoj disocira i formira amonijev ion i hidroksidni ion OH –:

NH 4 OH = + OH – .

5 . Neke soli: cink klorid ZnCl 2, željezo tiocijanat Fe(NCS) 3, živin cijanid Hg(CN) 2 itd. Ove soli disociraju postupno.

Neki ljudi fosfornu kiselinu H 3 PO 4 smatraju elektrolitima srednje jakosti. Fosfornu kiselinu ćemo smatrati slabim elektrolitom i zapisat ćemo tri stupnja njezine disocijacije. Sumporna kiselina se u koncentriranim otopinama ponaša kao elektrolit srednje jakosti, a u jako koncentriranim otopinama ponaša se kao slab elektrolit. Sumpornu kiselinu dalje ćemo smatrati jakim elektrolitom i napisati jednadžbu njezine disocijacije u jednom koraku.