ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА ДИСОЦІАЦІЯ

Усі електроліти поділяють на сильні та слабкі. Сильні електроліти в розчинах дисоціюють повністю, а слабкі — частково, тобто частина молекул залишається в недисоційованому стані. До сильних електролітів відносять усі солі (за незначним винятком), луги (гідроксиди лужних металів, а також Барію, Стронцію й Кальцію) та деякі кислоти (НСl, НВr, НІ, HNO3, H2SO4(розб)). Інші електроліти відносять до слабких.

Силу електролітів можна пояснити ступенем іонності зв’язку, що підлягає розриву при дисоціації. Оскільки в солях між іонами металів та кислотних залишків зв’язок іонний, то майже всі солі належать до сильних електролітів. Аналогічний підхід справедливий також і для кислот та основ. Але якщо в основ полярність зв’язку між атомом металу й гідроксильною групою визначається тільки електронегативністю атома металу, то для кислот полярність зв’язку між атомами Оксигену та Гідрогену залежить від якісного й кількісного складу кислотного залишку.

У кислот, до складу яких атоми Оксигену не входять НЕ, сила кислот залежить від розміру атома Е. Чим більший радіус атома, тим більша довжина зв’язку Н-Е, а отже, тим простіше його розірвати й тим більшою є сила кислоти. Таким чином, у ряді галогеноводневих кислот зі збільшенням порядкового номера галогену сила кислоти збільшується: плавикова кислота є слабкою, а йодоводнева кислота — сильною, тобто сила кислот змінюється в ряді: HF < НСl < НВr < НІ.

Силу оксигеновмісних кислот можна визначити за формулою Е(ОН)mОn. Якщо n < 2 — кислота слабка, якщо n більше або дорівнює 2 — сильна.

Взаємозв’язок сили кислоти із числом атомів Оксигену, які не входять до складу гідроксильних груп, можна пояснити в такий, спосіб. Атом Оксигену, як найбільш електронегативний, притягує до себе спільні електронні пари. У результаті електронна густина від атома Оксигену в групі ОН зміщується в бік кислото-твірного елемента й зв’язок між атомами Оксигену та Гідрогену в гідроксильній групі стає більш полярним.

Чим більше число атомів Оксигену, які не входять до групи ОН, тим полярніший зв’язок і сильніша кислота.

Залежність сили кислот від складу кислотного залишку

Кислота	Формула	n	Характер електроліту
	HmEOn+m	E(OH)mOn
Сульфатна	H2SO4	S(OH)2O2	2	Сильний
Сульфітна	H2SO3	S(OH)2O	1	Слабкий
Нітратна	HNO3	N(OH)O2	2	Сильний
Нітритна	HNO2	N(OH)O	1	Слабкий
Карбонатне	H2CO3	C(OH)2O	1	Слабкий
Ортофосфатна	H3PO4	P(OH)3O	1	Слабкий
Гіпохлоритна	HClO	Cl(OH)	0	Слабкий
Хлоритна	HClO2	Cl(OH)O	1	Слабкий
Хлоратна	HClO3	Cl(OH)O2	2	Сильний
Перхлоратна	HClO4	Cl(OH)O3	3	Сильний

Для кількісного опису сили електролітів використовують поняття «ступінь дисоціації».

Ступенем дисоціації а називають відношення числа молекул, що розпалися на іони (продисоційованих), до загального числа розчинених молекул.

Різні електроліти дисоціюють на іони різною мірою. Як випливає з наведеного рівняння, ступінь дисоціації може змінюватися від 0 до 1. Ступінь дисоціації часто виражають у відсотках. Слід зазначити, що при дисоціації відбувається збільшення числа частинок у розчині. Наприклад, якщо в розчині перебуває електроліт типу Kat+An”, який повністю розпадається на іони, то число частинок збільшується у два рази.

Ступінь дисоціації також є характеристикою, за якою можна визначити, є електроліт сильним чи слабким. Так, якщо ступінь дисоціації електроліту в 0,1 М розчині більший 30 %, то його відносять до сильних електролітів, а якщо менший 3% — до слабких. Електроліти, в яких ступінь дисоціації має проміжні значення, відносять до електролітів середньої сили.

Ступені дисоціації слабкого електроліту, визначені різними способами (наприклад, за виміром електропровідності або температурою кипіння розчину), найчастіше збігаються. Однак для сильних електролітів визначення ступеня дисоціації різними способами дає різні результати. Отже, величина ступеня дисоціації не характеризує реальну (справжню) ступінь дисоціації, а представляє уявну величину.

Цей, а також низка інших фактів призвели до перегляду теорії Арреніуса у 20-х роках минулого сторіччя й до уточнення, внаслідок чого з’явилася нова теорія електролітів, яка враховує електростатичну взаємодію між іонами. Найбільший внесок у розвиток нової теорії зробив голландський учений П. Дебай.

Згідно із цією теорією, передбачається, що сильні електроліти в розведених розчинах дисоціюються повністю ( = 1). Відмінність виміряного ступеня дисоціації сильних електролітів від одиниці пояснюється електростатичними взаємодіями між різнойменно зарядженими іонами, тобто, якщо для якого-небудь сильного електроліту виміряний ступінь дисоціації = 70%, то, згідно із новою теорією електролітів, це означає, що всі молекули дисоційовані на іони, але іони вільні лише на 70%, решта 30% іонів «зв’язані» електростатичними взаємодіями.

Йонні речовини дисоціюють у водному розчині повністю, а молекулярні – лише частково. Електролітична дисоціація – процес зворотний, тому в розчинах електролітів разом з йонами містяться й молекули. Для кількісної характеристики процесу дисоціації використовується величина, яка називається ступенем електролітичної дисоціації (альфа).

Ступінь дисоціації – це відношення кількості молекул, що розпалися на йони до загальної кількості молекул електроліту до дисоціації.

Якщо кількість дисоційованих молекул позначити літерою n, а загальну кількість молекул у розчині – N, то ступінь дисоціації (альфа) можна обчислити за формулою:

або

Величина може змінюватися:
а) від 0 (дисоціації немає) до 1 (повна дисоціація);
б) або у відсотках від 0 (дисоціації немає) до 100 % (повна дисоціація).

Припустімо, що в результаті розчинення 10 молекул кислоти у воді три з них розпалося на йони, тоді:
= 3/10· 100 = 30 %.

Ступінь дисоціації – це частка речовини, що припадає на її дисоційований стан в розчині.

Залежно від ступеня дисоціації розрізняють сильні й слабкі електроліти.

Сильні електроліти під час розчинення у воді повністю дисоціюють на йони незалежно від їх концентрації.

До них належать майже всі солі, луги і кислоти: H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HClO4.

Слабкі електроліти під час розчинення у воді частково дисоціюють на йони.

До них належать деякі мінеральні кислоти (H2S, H2CO3, H2SiO3), гідроксиди менш активних металів: Ca(ОН)2, Ba(ОН)2, майже всі органічні кислоти.

Силу оксигеновмісних кислот можна визначити за формулою E(OH)mOn. Якщо n < 2 – кислота слабка, n 2 – сильна.

Наприклад:
H2SO4 S(OH)2O2 n = 2
H3PO4 P(OH)3O n = 1

Слабкі електроліти не можуть створити велику концентрацію йонів у розчині. Дисоціація багатоосновних кислот легше проходить за першою стадією, тому що йону H+ легше відірватися від йона із рівним йому зарядом, але протилежним за знаком:
H3PO4 H+ + HPO4–.

Дво-, тризарядні негативні йони сильніше утримують H+, тому дисоціація по другій і третій ступенях проходить гірше:
H3PO4– H+ + HPO42–.

Ступінь дисоціації залежить від природи розчинника і природи розчиненої речовини (пригадайте процес розчинення речовин у воді).

Ступінь дисоціації слабких електролітів залежить від їх концентрації в розчині: з розведенням розчинів ступінь дисоціації збільшується. Це пояснюється тим, що в розведених розчинах зворотній процес відбувається повільніше, внаслідок меншої ймовірності зіткнення йонів у розведених розчинах. З підвищенням температури ступінь дисоціації збільшується.

• Ступінь дисоціації - кількісна характеристика, яку використовують для оцінювання здатності електролітів дисоціювати у водних розчинах на йони. Вивчаючи електролітичну дисоціацію, ми з'ясували, що це оборотний процес. Тобто поряд із розпадом кристалів або молекул на йони може відбуватися асоціація йонів. Адже гідратовані йони, які хаотично рухаються в розчині, можуть стикатися й знов сполучатися між собою. Наразі розгляньмо це питання докладніше. Солі та луги - йонні речовини, тому у водних розчинах вони дисоціюють повністю. У розчинах кислот поряд з йонами є й недисоційовані молекули.

Ступінь електролітичної дисоціації - це відношення числа молекул формульних одиниць), які розпалися на йони, до загального числа молекул (формульних одиниць) розчиненої речовини.

Ступінь дисоціації позначають літерою грецького алфавіту а (вимовляємо «альфа»). її виражають у частках одиниці або у відсотках:

де n(Х) дис. - число формульних одиниць електроліту, які розпалися на йони, а n(Х)заг. - загальне число формульних одиниць електроліту.

Наприклад, якщо ступінь дисоціації фторидної кислоти дорівнює 30 %, або 0,3, це означає, що у водному розчині з кожних ста молекул кислоти тридцять розпалися на йони. Або з кожних десяти молекул кислоти три дисоціювали (мал. 11.1):

а(НF) = 0,3(30 %)

Ступінь дисоціації електролітів визначають експериментально. Він залежить від природи розчинника, природи розчинюваної речовини та її частки у розчині, температури тощо. Чим більша полярність розчинника, тим більший ступінь дисоціації електроліту в ньому. Підвищення температури, як правило, збільшує дисоціацію, тож за нагрівання ступінь дисоціації зростає. У разі зменшення частки електроліту у розчині, тобто під час його розбавляння, ступінь дисоціації збільшується. Тож, зазначаючи ступінь дисоціації, слід зазначати й концентрацію розчину.

• Сильні й слабкі електроліти різняться здатністю дисоціювати у водних розчинах. Електроліти, ступінь дисоціації яких навіть у відносно концентрованих розчинах високий (близький до 1), називають сильними, а електроліти, ступінь дисоціації яких навіть у розведених розчинах невеликий, - слабкими.

Сильними електролітами є луги та чи не всі солі. У розбавлених розчинах сульфатна, нітратна, хлоридна, бромідна, йодидна кислоти також дисоціюють практично повністю. З класифікацією кислот на сильні и слабкі ви ознайомилися минулого року (див. схему).

Тепер вам зрозуміло, що критерієм цієї класифікації є ступінь електролітичної дисоціації кислот, тобто їхня приналежність до сильних чи слабких електролітів.

Пригадаймо, слабка карбонатна кислота міститься у газованих напоях (існує у вигляді гідрату С02 • Н20). Добре відомі вам з повсякденного
життя кислоти - молочна, оцтова, аскорбінова (вітамін С) й ацетил-саліцилова (аспірин) кислоти - слабкі електроліти. Сульфітна, сульфідна, силікатна кислоти (пригадайте їхні хімічні формули, за погреби зверніться до таблиці «Розчинність кислот, основ і солей у воді») також слабкі електроліти. Слабкими електролітами є й гідроксиди металічних елементів (за винятком лугів). Ступінь дисоціації слабких електролітів зазвичай не перевищує 3 %.

Вода - дуже слабкий електроліт. Ступінь її дисоціації наближається де 0. Адже з кожного мільярда (1 000 000 000) молекул води на йони розгадаються лише дві. Вочевидь такої кількості йонів замало, аби забезпечити бодай трохи помітну електропровідність дистильованої води.

Ступінь дисоціації - кількісна характеристика, яку використовують для оцінювання здатності електролітів дисоціювати у водних розчинах на йони. Солі та луги - йонні речовини, тому у водних розчинах вони дисоціюють повністю. У розчинах кислот поряд з йонами є й недисоційовані молекули.

Ступінь електролітичної дисоціації - це відношення числа молекул (формульних одиниць), які розпалися на йони, до загального числа молекул (формульних одиниць) розчиненої речовини.

Ступінь дисоціації позначають літерою грецького алфавіту а (вимовляють «альфа»). Її виражають у частках одиниці або у відсотках:

де n(X) дис. - кількість формульних одиниць електроліту, які розпалися на йони, а п(Х)заг. - загальна кількість формульних одиниць електроліту.

Ступінь дисоціації електролітів залежить від природи розчинника, природи розчинюваної речовини та її частки у розчині, температури тощо.

Електроліти, ступінь дисоціації яких навіть у відносно концентрованих розчинах високий (близький до 1), називають сильними, а електроліти, ступінь дисоціації яких навіть у розведених розчинах невеликий, - слабкими.

Сильними електролітами є луги та чи не всі солі. У розбавлених розчинах сульфатна, нітратна, хлоридна, бромідна, йодидна кислоти також дисоціюють практично повністю. Силу кислот визначають за ступенем електролітичної дисоціації.

Карбонатна, сульфітна, сульфідна, силікатна, молочна, оцтова, аскорбінова (вітамін С) й ацетилсаліцилова (аспірин) кислоти, гідроксиди металічних елементів (за винятком лугів) - слабкі електроліти. Ступінь дисоціації слабких електролітів зазвичай не перевищує 3 % .

Вода - дуже слабкий електроліт. Ступінь її дисоціації наближається до 0.

Сильна кислота швидко дисоціює, утворюючи розчин з високим вмістом Н +. Прикладом є НСl. Слабкі кислоти дисоціюють в меншій мірі, тому концентрація протонів в розчині не так велика, як, наприклад, у Н2СО3. Сильним підставою вважається з'єднання, активно і швидко взаємодіє з протонами, нейтралізуючи їх в розчині. Типовий приклад - ОН-, який реагує з Н +, утворюючи воду (Н2О). Типове слабке підстава - НСОз ~, оскільки воно пов'язується з Н + менш активно, ніж ОН-. У регуляції кислотно-лужної рівноваги беруть участь в основному слабкі кислоти і основи. Найбільш важливими з'єднаннями, які далі розглянуті докладно, є вугільна кислота і основа бікарбонат.

Концентрація іонів водню і рН рідких середовищ організму в нормі, при ацидозі і алкалозі. Як вже обговорювалося раніше, нормальний вміст іонів Н + в плазмі становить близько 000004 мекв /л (40 некв /л). Діапазон відхилень від цього значення в нормі не перевищує 3-5 некв /л, проте в особливих випадках вона може знижуватися до 10 некв /л і зростати до 160 некв /л, не викликаючи загибелі організму.

Оскільки концентрація іонів Н + в нормі низька і велика кількість цифр після коми виглядає громіздко, концентрацію іонів Н + в еквівалентах на літр прийнято виражати в логарифмічному вигляді, позначаючи як рН: pH =-log[H+].
Наприклад, нормальний вміст[Н+] - 40 некв /л (000000004 екв /л). Отже, значення рН в нормі: рН =-log[0,00000004], РН = 74.

З формули випливає, що рН назад пропорційно концентрації Н +. Отже, низький рівень рН відповідає високому вмісту протонів, а високий - навпаки, свідчить про низький вміст іонів Н +.

У нормі рН артеріальної крові дорівнює 74 тоді як рН венозної крові і тканинної рідини - майже 735 що відбувається внаслідок накопичення додаткової кількості вуглекислоти (СО2), що виділяється тканинами, що утворює Н2СО3. Оскільки рН артеріальної крові в нормі 74 то значення нижче цієї величини вважають ацидозом, а вище - алкалозом. Межі граничних значень, при яких людина може вижити протягом декількох годин, становлять 68 і 80 відповідно.

Усередині клітин рН зазвичай трохи нижче, ніж в плазмі, оскільки в результаті обмінних процесів утворюються кислі продукти, особливо Н2СО3. рН всередині клітин в залежності від їх типу відповідає значенням від 60 до 74. Гіпоксія тканин і слабкий кровотік здатні викликати накопичення кислот і знижувати рівень рН у клітині.

рН сечі може змінюватися від 45 до 80 в залежності від кислотно-лужного стану позаклітинної рідини. Основна роль нирок в корекції порушень змісту протонів в цій рідині, що здійснюється шляхом виділення з різною інтенсивністю кислот і підстав, буде розглянута далі. Прикладом рідини з найнижчим значенням рН служить шлунковий сік, що виробляється обкладочнимі (парієтальних) клітинами слизової шлунка. Значення рН в цих клітинах - майже в 4 млн разів вище, ніж у плазмі, і становить 08.
Далі обговоримо регуляцію змісту іонів Н + в позаклітинній рідині.

Підсумок:

Ступінь дисоціації – це частка речовини, що припадає на її дисоційований стан у розчині.
На ступінь дисоціації впливають такі чинники:
1. природа розчинника;
2. природа розчинюваної речовини;
3. температура розчину;
4. концентрація розчину.
У залежності від ступеня дисоціації електроліти бувають:
1. сильні, ступінь дисоціації яких більше 30%: солі, луги, більшість кислот (НСIO4, НСІ, HNO3, H2SO4);
2. середні, ступінь дисоціації яких 2-30%: H3PO4, HF, H2SO3;
3. слабкі, ступінь дисоціації яких менше 2%: NH4OH, H2CO3,H2S, H2SiO3.

ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА ДИСОЦІАЦІЯ