Zamysleli ste sa niekedy nad tým, prečo niektoré riešenia vedú elektrinu a iné nie? Každý napríklad vie, že pri fénovaní vlasov je lepšie sa nekúpať. Voda je totiž dobrý vodič elektrického prúdu a ak do vody spadne fungujúci fén, nedá sa tomu vyhnúť. V skutočnosti voda nie je až taký dobrý vodič prúdu. Existujú riešenia, ktoré vedú elektrinu oveľa lepšie. Takéto látky sa nazývajú elektrolyty. Patria sem kyseliny, zásady a vo vode rozpustné soli.
Elektrolyty - kto sú?
Vzniká otázka: prečo roztoky niektorých látok prenášajú elektrinu, zatiaľ čo iné nie? Všetko je to o nabitých časticiach – katiónoch a aniónoch. Po rozpustení vo vode sa elektrolyty rozpadajú na ióny, ktoré sa pri pôsobení elektrického prúdu pohybujú daným smerom. Kladne nabité katióny sa pohybujú smerom k zápornému pólu, katóde, a záporne nabité anióny sa pohybujú smerom k kladnému pólu, anóde. Proces rozkladu látky na ióny pri roztavení alebo rozpustení vo vode sa hrdo nazýva elektrolytická disociácia.
Tento termín zaviedol švédsky vedec S. Arrhenius, keď študoval vlastnosti roztokov na prenos elektriny. Aby to urobil, skratoval nejakú látku cez roztok a sledoval, či sa žiarovka rozsvietila alebo nie. Ak sa rozsvieti žiarovka, znamená to, že roztok vedie elektrinu, čo vedie k záveru, že táto látka je elektrolyt. Ak žiarovka zostane zhasnutá, potom roztok nevedie elektrinu, preto je táto látka neelektrolyt. Neelektrolyty zahŕňajú roztoky cukru, alkoholu a glukózy. Ale roztoky kuchynskej soli a kyseliny sírovej sú vynikajúcimi vodičmi elektrického prúdu, preto v nich dochádza k elektrolytickej disociácii.
Ako dochádza k disociácii?
Následne bola teória elektrolytickej disociácie vyvinutá a doplnená ruskými vedcami I.A. Kablukov a V.A. Kistyakovsky, pričom na svoje odôvodnenie použil chemickú teóriu riešení od D.I. Mendelejev.
Títo vedci zistili, že k elektrolytickej disociácii kyselín, zásad a solí dochádza v dôsledku hydratácie elektrolytu, teda jeho interakcie s molekulami vody. Ióny, katióny a anióny vytvorené v dôsledku tohto procesu budú hydratované, to znamená spojené s molekulami vody, ktoré ich obklopujú v hustom kruhu. Ich vlastnosti sa výrazne líšia od nehydratovaných iónov.
Takže v roztoku dusičnanu strontnatého Sr(NO3)2, ako aj v roztokoch hydroxidu cézneho CsOH dochádza k elektrolytickej disociácii. Príklady tohto procesu možno vyjadriť takto:
Sr(NO3)2 = Sr2+ + 2NO3 -,
tie. pri disociácii jednej molekuly dusičnanu strontnatého vzniká jeden katión stroncia a 2 dusičnanové anióny;
CsOH = Cs+ + OH-,
tie. disociáciou jednej molekuly hydroxidu cézneho vzniká jeden cézny katión a jeden hydroxidový anión.
Elektrolytická disociácia kyseliny sa vyskytuje podobne. Pre kyselinu jodovodíkovú možno tento proces vyjadriť nasledujúcou rovnicou:
tie. disociáciou jednej molekuly kyseliny jodovodíkovej vzniká jeden vodíkový katión a jeden jódový anión.
Disociačný mechanizmus.
Elektrolytická disociácia elektrolytických látok prebieha v niekoľkých fázach. Pre látky s iónovým typom väzby, ako je NaCl, NaOH, tento proces zahŕňa tri postupné procesy:
Po prvé, molekuly vody, ktoré majú 2 opačné póly (kladný a negatívny) a predstavujú dipól, sú orientované na ióny kryštálu. Sú pripojené svojim kladným pólom k zápornému iónu kryštálu a naopak záporným pólom - k kladnému iónu kryštálu;
potom sú kryštálové ióny hydratované vodnými dipólmi,
a až potom sa zdá, že sa hydratované ióny rozchádzajú v rôznych smeroch a začnú sa náhodne pohybovať v roztoku alebo sa topiť, až kým na ne nepôsobí elektrické pole.
Pre látky, ako je HCl a iné kyseliny, je proces disociácie podobný, až na to, že v počiatočnom štádiu dochádza k prechodu z kovalentnej väzby na iónovú v dôsledku pôsobenia vodných dipólov. Toto sú hlavné body teórie disociácie látok.
Schopnosť molekúl rozpúšťadla hrať určitú úlohu pri elektrolytickej disociácii zohráva aj makroskopická vlastnosť rozpúšťadla – jeho dielektrická konštanta (diagram elektrolytickej disociácie).
Disociácia topenia
Vplyvom vysokých teplôt začnú ióny kryštálovej mriežky oscilovať, zvýši sa kinetická energia a príde moment (pri teplote topenia látky), keď prekročí interakčnú energiu iónov. Výsledkom toho je rozpad látky na ióny.
Klasická teória elektrolytickej disociácie
Klasickú teóriu elektrolytickej disociácie vytvorili v roku 1887 S. Arrhenius a W. Ostwald. Arrhenius sa držal fyzikálnej teórie roztokov, nebral do úvahy interakciu elektrolytu s vodou a veril, že v roztokoch sú voľné ióny. Ruskí chemici I. A. Kablukov a V. A. Kistyakovsky použili chemickú teóriu roztokov D. I. Mendelejeva na vysvetlenie elektrolytickej disociácie a dokázali, že keď sa elektrolyt rozpustí, chemická reakcia s vodou, v dôsledku čoho sa elektrolyt disociuje na ióny.
Klasická teória elektrolytickej disociácie je založená na predpoklade neúplnej disociácie rozpustenej látky, charakterizovanej stupňom disociácie α, teda podielom dezintegrovaných molekúl elektrolytu. Dynamická rovnováha medzi nedisociovanými molekulami a iónmi je opísaná zákonom o pôsobení hmoty. Napríklad elektrolytická disociácia binárneho elektrolytu KA je vyjadrená rovnicou ako:
Disociačná konštanta je určená aktivitami katiónov, aniónov a nedisociovaných molekúl takto:
Hodnota závisí od povahy rozpustenej látky a rozpúšťadla, ako aj od teploty, a možno ju určiť niekoľkými experimentálnymi metódami. Stupeň disociácie ( α ) možno vypočítať pri akejkoľvek koncentrácii elektrolytu pomocou vzťahu:
,kde je priemerný koeficient aktivity elektrolytu.
Slabé elektrolyty
Slabé elektrolyty- chemické zlúčeniny, ktorých molekuly sú aj vo veľmi zriedených roztokoch mierne disociované na ióny, ktoré sú v dynamickej rovnováhe s nedisociovanými molekulami. Medzi slabé elektrolyty patrí väčšina organických kyselín a veľa organických zásad vo vodných a nevodných roztokoch.
Slabé elektrolyty sú:
- takmer všetky organické kyseliny a voda;
- niektoré anorganické kyseliny: HF, HClO, HClO 2, HNO 2, HCN, H 2 S, HBrO, H 3 PO 4, H 2 CO 3, H 2 SiO 3, H 2 SO 3 atď.;
- niektoré málo rozpustné hydroxidy kovov: Fe(OH) 3, Zn(OH) 2 atď.
Silné elektrolyty
Silné elektrolyty- chemické zlúčeniny, ktorých molekuly sú v zriedených roztokoch takmer úplne disociované na ióny. Stupeň disociácie takýchto elektrolytov je blízky 1, K silné elektrolyty zahŕňajú mnohé anorganické soli, niektoré anorganické kyseliny a zásady vo vodných roztokoch, ako aj v rozpúšťadlách s vysokou disociačnou schopnosťou (alkoholy, amidy atď.).
Klasická teória elektrolytickej disociácie je použiteľná len pre zriedené roztoky slabých elektrolytov. Silné elektrolyty v zriedených roztokoch sú takmer úplne disociované, takže koncept rovnováhy medzi iónmi a nedisociovanými molekulami nedáva zmysel. Podľa predstáv predložených v 20.-30. 20. storočie V.K Semenchenko (ZSSR), N. Bjerrum (Dánsko), R.M Fuoss (USA) a ďalší, vznikajú iónové páry a zložitejšie agregáty v roztokoch silných elektrolytov pri stredných a vysokých koncentráciách. Moderné spektroskopické dôkazy ukazujú, že iónový pár pozostáva z dvoch iónov opačného znamienka, buď v kontakte („kontaktný iónový pár“) alebo oddelených jednou alebo viacerými molekulami rozpúšťadla („oddelený iónový pár“). Iónové páry sú elektricky neutrálne a nezúčastňujú sa prenosu elektriny. V relatívne zriedených roztokoch silných elektrolytov možno rovnováhu medzi jednotlivými solvatovanými iónmi a iónovými pármi približne charakterizovať, analogicky s klasickou teóriou elektrolytickej disociácie, disociačnou konštantou (resp. jej recipročnou hodnotou, asociačnou konštantou). To umožňuje použiť vyššie uvedenú rovnicu na výpočet vhodného stupňa disociácie z experimentálnych údajov.
V najjednoduchších prípadoch (veľké monoatomické jednotlivo nabité ióny) možno teoreticky vypočítať približné hodnoty disociačnej konštanty v zriedených roztokoch silných elektrolytov na základe koncepcie čisto elektrostatickej interakcie medzi iónmi v spojitom médiu - rozpúšťadle.
Príklady silných elektrolytov: niektoré kyseliny (HClO 4, HMnO 4, H 2 SO 4, HCl, HBr; HI), hydroxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín (NaOH, KOH, Ba(OH) 2); väčšina solí.
pozri tiež
Odkazy
Nadácia Wikimedia. 2010.
Pozrite sa, čo je „Elektrolytická disociácia“ v iných slovníkoch:
elektrolytická disociácia- Disociácia p r. látky v roztoku alebo tavenine elektrolytov. Témy: metalurgia všeobecne EN elektrolytická disociácia ... Technická príručka prekladateľa
ELEKTROLYTICKÁ DISOCIÁCIA- cm… Veľká polytechnická encyklopédia
Úplný alebo čiastočný rozklad molekúl rozpustenej látky na ióny v dôsledku interakcie s rozpúšťadlom. Určuje iónovú vodivosť roztokov elektrolytov... Veľký encyklopedický slovník
elektrolytická disociácia- – úplný alebo čiastočný rozpad rozpustenej látky na ióny. Všeobecná chémia: učebnica / A. V. Žolnin ... Chemické termíny
Elektrolytická disociácia- – úplný alebo čiastočný rozpad molekúl rozpustenej látky v dôsledku interakcie s rozpúšťadlom; určuje iónovú vodivosť roztokov elektrolytov. [Terminologický slovník betónu a železobetónu. FSUE "Centrum vedeckého výskumu... ... Encyklopédia pojmov, definícií a vysvetlení stavebných materiálov
Elektrolytická disociácia- ELEKTROLYTICKÁ DISOCIÁCIA, úplný alebo čiastočný rozpad rozpustenej látky na ióny v dôsledku interakcie s rozpúšťadlom. Určuje elektrickú vodivosť elektrolytov. ... Ilustrovaný encyklopedický slovník
Alebo ionizácia (litr. Svante Arrhenius, Ueber die Dissociation der in Wasser gelösten Stoffe, Zeitschr. für physikalische Chemie, 1887; Sv. Arrhenius, La disociation électrolytique des solutions. Rapport au Congrès internat. à Max ... 1900 Encyklopedický slovník F.A. Brockhaus a I.A. Efron
Úplný alebo čiastočný rozklad molekúl rozpustenej látky na ióny v dôsledku interakcie s rozpúšťadlom. Určuje iónovú vodivosť roztokov elektrolytov. * * * ELEKTROLYTICKÁ DISOCIÁCIA ELEKTROLYTICKÁ DISOCIÁCIA, kompletná... ... encyklopedický slovník
elektrolytická disociácia- elektrolitinė disociacija statusas T sritis chemija apibrėžtis Ištirpintos medžiagos virtimas jonais jai sąveikaujant su tirpiklio molekulėmis. atitikmenys: angl. elektrolytická disociácia rus. elektrolytická disociácia... Chemijos terminų aiškinamasis žodynas
elektrolytická disociácia- elektrolitinė disociacija statusas T sritis fizika atitikmenys: engl. elektrolytická disociácia vok. elektrolytische Dissoziation, f rus. elektrolytická disociácia, f pranc. disociation électrolytique, f … Fizikos terminų žodynas
knihy
- Sada stolov. Chémia. 8-9 ročník (20 tabuliek), . Vzdelávací album 20 listov. Valence. Atómová štruktúra, izotopy. Elektronické konfigurácie atómov. Tvorba kovalentných a iónových chemické väzby. Typy kryštálových mriežok...
Je dobre známe, že riešenia môžu nadobudnúť určité kvality, ktoré nie sú pozorované v žiadnej z jednotlivých zložiek. Vodný roztok NaCl teda dobre vedie elektrický prúd, zatiaľ čo čistá voda ani suchá soľ nemajú elektrickú vodivosť. V tomto ohľade sú všetky rozpustené látky zvyčajne rozdelené do dvoch typov:
1) látky, ktorých roztoky sú elektricky vodivé sa nazývajú elektrolytov;
2) látky, ktorých roztoky nemajú elektrickú vodivosť sa nazývajú neelektrolytov.
Medzi neelektrolyty patria oxidy, plyny, väčšina organických zlúčenín (uhľovodíky, alkoholy, aldehydy, ketóny atď.).
Elektrolyty zahŕňajú väčšinu anorganických a niektoré organické kyseliny, zásady a soli.
Vzhľad elektrickej vodivosti v roztokoch elektrolytov vysvetlil S. Arrhenius, ktorý v roku 1887 navrhol teória elektrolytickej disociácie:
Elektrolytická disociácia je proces rozkladu elektrolytu na ióny pod vplyvom molekúl rozpúšťadla.
Hlavným dôvodom elektrolytickej disociácie je proces solvatácie (hydratácie) iónov. Z dôvodu solvatácie je opačný proces náročný rekombinácia ióny, tiež tzv združenia alebo molarizácia.
V tejto súvislosti možno sformulovať niektoré ustanovenia:
1) látky s iónovým alebo takmer iónovým typom chemickej väzby podliehajú disociácii;
2) proces disociácie je silnejší v polárnom rozpúšťadle a slabší (ak je to vôbec možné) v nepolárnom rozpúšťadle;
3) proces disociácie je silnejší, čím vyššia je dielektrická konštanta rozpúšťadla.
IN všeobecný pohľad proces elektrolytickej disociácie vo vode možno znázorniť takto:
Kt n An m ( X r)H 2 O ⇄ n m+ m n ,
kde Kt m + je kladne nabitý ión ( katión);
An n – záporne nabitý ión ( anión).
množstvá X A r, odrážajúce počet molekúl vody v hydratačných obaloch, sa značne líšia v závislosti od povahy a koncentrácie iónov, teploty, tlaku atď. V tomto smere je vhodnejšie použiť zjednodušené rovnice elektrolytickej disociácie, t.j. okrem hydratácie:
NaCl Na + Cl ;
CuSO 4 Cu 2+ SO 4 2 ;
K 3 PO 4 3K + PO 4 3 .
Treba si však uvedomiť, že pri disociácii kyselín vo vodných roztokoch nevznikajú voľné ióny H +, ale skôr stabilné hydróniové ióny H 3 O +, preto by disociačná rovnica pre kyselinu (napríklad HCl) mala vyzerať takto toto:
HCl H 2 O H 3 O + Cl .
V chemickej literatúre je však bežnejšia forma zápisu, ktorá odráža iba proces rozkladu elektrolytu bez zohľadnenia vplyvu hydratácie. V budúcnosti budeme používať aj zjednodušenú terminológiu.
Silné a slabé elektrolyty
Kvantitatívnou charakteristikou procesu elektrolytickej disociácie je stupeň disociácie.
Stupeň disociácie je pomer množstva elektrolytu dezintegrovaného na ióny (n), k celkovému množstvu elektrolytu (n 0 ):
|
|
Hodnota sa vyjadruje v zlomkoch jednotky alebo v % a závisí od charakteru elektrolytu, rozpúšťadla, teploty, koncentrácie a zloženia roztoku.
Osobitnú úlohu zohráva rozpúšťadlo: v niektorých prípadoch pri pohybe z vodné roztoky k organickým rozpúšťadlám sa môže stupeň disociácie elektrolytov prudko zvýšiť alebo znížiť. V nasledujúcom texte, ak neexistujú špeciálne pokyny, budeme predpokladať, že rozpúšťadlom je voda.
Podľa stupňa disociácie sa elektrolyty bežne delia na silný ( > 30%), priemer (3% < < 30%) и slabý ( < 3%).
Silné elektrolyty zahŕňajú:
1) niektoré anorganické kyseliny (HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4 a rad ďalších);
2) hydroxidy alkalických kovov (Li, Na, K, Rb, Cs) a kovov alkalických zemín (Ca, Sr, Ba);
3) takmer všetky rozpustné soli.
Medzi elektrolyty strednej sily patria Mg(OH) 2, H 3 PO 4, HCOOH, H 2 SO 3, HF a niektoré ďalšie.
Každý je považovaný za slabý elektrolyt. karboxylové kyseliny(okrem HCOOH) a hydratované formy alifatických a aromatických amínov. Slabými elektrolytmi sú aj mnohé anorganické kyseliny (HCN, H 2 S, H 2 CO 3 atď.) a zásady (NH 3 ∙H 2 O).
Napriek niektorým podobnostiam by sa vo všeobecnosti nemalo prirovnávať rozpustnosť látky k jej stupňu disociácie. Kyselina octová a etylalkohol sú teda neobmedzene rozpustné vo vode, ale zároveň je prvá látka slabý elektrolyt a druhá je neelektrolyt.
Látky, ktorých roztoky (alebo taveniny) vedú elektrický prúd, sa nazývajú e l e k t r o l i t a m i. Samotné roztoky týchto látok sa často nazývajú elektrolyty. Tieto roztoky (taveniny) elektrolytov sú vodiče druhého druhu, keďže prenos elektriny sa v nich uskutočňuje pohybom a o n o v - nabité častice. Kladne nabitá častica sa nazýva katión (Ca +2), častica nesúca záporný náboj - anión (ON -). Ióny môžu byť jednoduché (Ca+2, H+) a komplexné (P04-3, HCO3-2).
Zakladateľom teórie elektrolytickej disociácie je švédsky vedec S. Arrhenius. Podľa teórie elektrolytická disociácia je rozpad molekúl na ióny, keď sú rozpustené vo vode, a to bez vplyvu elektrického prúdu. Táto teória však nezodpovedala otázky: aké dôvody určujú vzhľad iónov v roztokoch a prečo kladné ióny pri zrážke s negatívnymi netvoria neutrálne častice.
Ruskí vedci prispeli k rozvoju tejto teórie: D.I. Mendeleev, I.A. Kablukov - zástancovia chemickej teórie roztokov, ktorí venovali pozornosť vplyvu rozpúšťadla v procese disociácie. Kablukov tvrdil, že rozpustená látka interaguje s rozpúšťadlom ( solvatačný proces ) tvoriace produkty rôzneho zloženia ( soli ).
Solvát je ión obklopený molekulami rozpúšťadla (solvatačný obal), ktorých môže byť rôzny počet (takto sa dosiahne variabilné zloženie). Ak je rozpúšťadlom voda, potom sa nazýva proces interakcie medzi molekulami rozpustenej látky a rozpúšťadlom g i d r a t a t i e y, a produktom interakcie je g i d r a t o m.
Príčinou elektrolytickej disociácie je teda solvatácia (hydratácia). A práve solvatácia (hydratácia) iónov im bráni v rekombinácii na neutrálne molekuly.
Kvantitatívne je proces disociácie charakterizovaný hodnotou stupeň elektrolytickej disociácie (α), čo je pomer množstva látky dezintegrovanej na ióny k celkovému množstvu rozpustenej látky Z toho vyplýva, že pre silné elektrolyty α = 1 alebo 100 % (v roztoku sú prítomné ióny rozpustenej látky), pre slabé elektrolyty 0< α < 1 (в растворе присутствуют наряду с ионами растворенного вещества и его недиссоциированные молекулы), для неэлектролитов α = 0 (v roztoku nie sú žiadne ióny). Okrem povahy rozpustenej látky a rozpúšťadla aj množstvo α závisí od koncentrácie roztoku a teploty.
Ak je rozpúšťadlom voda, silné elektrolyty zahŕňajú:
1) všetky soli;
2) nasledujúce kyseliny: HCl, HBr, HI, H2S04, HN03, HC104;
3) nasledujúce zásady: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.
Proces elektrolytickej disociácie je reverzibilný, preto ho možno charakterizovať hodnotou rovnovážnej konštanty, ktorá sa v prípade slabého elektrolytu nazýva tzv. disociačná konštanta (K D) .
Čím väčšia je táto hodnota, tým ľahšie sa elektrolyt rozkladá na ióny, tým viac je jeho iónov v roztoku. Napríklad: HF ═ H + + F־
Táto hodnota je pri danej teplote konštantná a závisí od povahy elektrolytu a rozpúšťadla.
Viacsýtne kyseliny a polykyselinové zásady disociujú postupne. Napríklad molekuly kyseliny sírovej primárne eliminujú jeden vodíkový katión:
H2S04 - H++ HSO4.
Eliminácia druhého iónu podľa rovnice
HSO 4 ~ ═ N + + SO 4 ~2
je to už oveľa ťažšie, pretože musí prekonať príťažlivosť od dvojnásobne nabitého iónu S04-2, ktorý, samozrejme, priťahuje vodíkový ión silnejšie ako jednotlivo nabitý ión HS04. Preto sa druhý stupeň disociácie vyskytuje v oveľa menšom rozsahu ako prvý.
Bázy obsahujúce viac ako jednu hydroxylovú skupinu v molekule sa tiež disociujú postupne. Napríklad:
Ba(OH)2-BaOH++ OH-;
BaOH+ = Ba2+ + OH-.
Stredné (normálne) soli sa vždy disociujú na kovové ióny a zvyšky kyselín:
CaCl2 = Ca2+ + 2Cl-;
Na2S04 = 2Na + + S042-.
Kyslé soli, ako sú viacsýtne kyseliny, disociujú postupne. Napríklad:
NaHC03 = Na+ + HC03-;
HC03- = H+ + C032-.
Stupeň disociácie v druhom kroku je však veľmi malý, takže roztok kyslej soli obsahuje len malý počet vodíkových iónov.
Zásadité soli disociujú na zásadité a kyslé ióny. Napríklad:
Fe(OH)Cl2 = FeOH2+ + 2Cl-.
Nedochádza takmer k žiadnej sekundárnej disociácii iónov zásaditých zvyškov na kovové a hydroxylové ióny.
Látky, ktorých roztoky (alebo taveniny) vedú elektrický prúd, sa nazývajú e l e k t r o l i t a m i. Samotné roztoky týchto látok sa často nazývajú elektrolyty. Tieto roztoky (taveniny) elektrolytov sú vodiče druhého druhu, keďže prenos elektriny sa v nich uskutočňuje pohybom a o n o v - nabité častice. Kladne nabitá častica sa nazýva katión (Ca +2), častica nesúca záporný náboj - anión (ON -). Ióny môžu byť jednoduché (Ca+2, H+) a komplexné (P04-3, HCO3-2).
Zakladateľom teórie elektrolytickej disociácie je švédsky vedec S. Arrhenius. Podľa teórie elektrolytická disociácia je rozpad molekúl na ióny pri ich rozpustení vo vode, a to bez vplyvu elektrického prúdu. Táto teória však nezodpovedala otázky: aké dôvody určujú vzhľad iónov v roztokoch a prečo kladné ióny pri zrážke s negatívnymi netvoria neutrálne častice.
Ruskí vedci prispeli k rozvoju tejto teórie: D.I. Mendeleev, I.A. Kablukov - zástancovia chemickej teórie roztokov, ktorí venovali pozornosť vplyvu rozpúšťadla v procese disociácie. Kablukov tvrdil, že rozpustená látka interaguje s rozpúšťadlom ( solvatačný proces ) tvoriace produkty rôzneho zloženia ( soli ).
Solvát je ión obklopený molekulami rozpúšťadla (solvatačný obal), ktorých môže byť rôzny počet (takto sa dosiahne variabilné zloženie). Ak je rozpúšťadlom voda, potom sa nazýva proces interakcie medzi molekulami rozpustenej látky a rozpúšťadlom g i d r a t a t i e y, a produktom interakcie je g i d r a t o m.
Príčinou elektrolytickej disociácie je teda solvatácia (hydratácia). A práve solvatácia (hydratácia) iónov im bráni v rekombinácii na neutrálne molekuly.
Kvantitatívne je proces disociácie charakterizovaný hodnotou stupeň elektrolytickej disociácie ( α ), čo je pomer množstva látky dezintegrovanej na ióny k celkovému množstvu rozpustenej látky. Z toho vyplýva, že pre silné elektrolyty α = 1 alebo 100 % (v roztoku sú prítomné ióny rozpustenej látky), pre slabé elektrolyty 0< α < 1 (в растворе присутствуют наряду с ионами растворенного вещества и его недиссоциированные молекулы), для неэлектролитов α = 0 (v roztoku nie sú žiadne ióny). Okrem povahy rozpustenej látky a rozpúšťadla aj množstvo α závisí od koncentrácie roztoku a teploty.
Ak je rozpúšťadlom voda, silné elektrolyty zahŕňajú:
1) všetky soli;
2) nasledujúce kyseliny: HCl, HBr, HI, H2S04, HN03, HC104;
3) nasledujúce zásady: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.
Proces elektrolytickej disociácie je reverzibilný, preto ho možno charakterizovať hodnotou rovnovážnej konštanty, ktorá sa v prípade slabého elektrolytu nazýva tzv. disociačná konštanta (K D ) .
Čím väčšia je táto hodnota, tým ľahšie sa elektrolyt rozkladá na ióny, tým viac je jeho iónov v roztoku. Napríklad: HF ═ H + + F־
Táto hodnota je pri danej teplote konštantná a závisí od povahy elektrolytu a rozpúšťadla.
Viacsýtne kyseliny a polykyselinové zásady disociujú postupne. Napríklad molekuly kyseliny sírovej primárne eliminujú jeden vodíkový katión:
H2SO4 - H++ HSO4.
Eliminácia druhého iónu podľa rovnice
HSO 4 ~ ═ N + + SO 4 ~ 2
je už oveľa ťažšie, pretože musí prekonať príťažlivosť od dvojnásobne nabitého iónu S04-2, ktorý, samozrejme, priťahuje vodíkový ión silnejšie ako jednotlivo nabitý ión HS04. Preto sa druhý stupeň disociácie vyskytuje v oveľa menšom rozsahu ako prvý.
Bázy obsahujúce viac ako jednu hydroxylovú skupinu v molekule sa tiež disociujú postupne. Napríklad:
Ba(OH)2-BaOH++ OH-;
BaOH+ = Ba2+ + OH-.
Stredné (normálne) soli sa vždy disociujú na kovové ióny a zvyšky kyselín:
CaCl2 = Ca2+ + 2Cl-;
Na2S04 = 2Na + + S042-.
Kyslé soli, ako sú viacsýtne kyseliny, disociujú postupne. Napríklad:
NaHC03 = Na+ + HC03-;
HC03- = H+ + C032-.
Stupeň disociácie v druhom kroku je však veľmi malý, takže roztok kyslej soli obsahuje len malý počet vodíkových iónov.
Zásadité soli disociujú na zásadité a kyslé ióny. Napríklad:
Fe(OH)Cl2 = FeOH2+ + 2Cl-.
Nedochádza takmer k žiadnej sekundárnej disociácii iónov zásaditých zvyškov na kovové a hydroxylové ióny.
