Підготовка до ЗНО з хімії

Механізм електролітичної дисоціації пояснив у 1891 р. І.А. Каблуков, об’єднавши для цього хімічну теорію розчинів Д.І. Менделєєва та фізичну С. Арреніуса.

Згідно з фізико-хімічною теорією Каблукова, молекули розчинника взаємодіють з молекулами та іонами розчиненої речовини з утворенням нестійких сполук – сольватів (у випадку, коли розчинник вода – гідратів).

Процес розпаду на іони сполук з іонним зв’язком можна представити так: будь-який іон, який перебуває на поверхні кристала, утворює навколо себе електростатичне поле (катіон – позитивне, аніон – негативне). Внаслідок сил притягання полярні молекули води (диполі) орієнтуються відносно кристала так, що позитивна сторона молекули води підходить до негативного поля аніона, а негативна – до позитивного (катіона). В результаті іон-дипольної взаємодії виділяється енергія, що веде до розриву іонних зв’язків у кристалі і переходу іонів у розчин, де їх утримують молекули води (гідратація) (рис. 10.1).

У випадку розчинення полярної молекули HCl (диполь) у воді, орієнтація молекул розчинника (Н₂О) навколо молекул HCl відбувається як в іонних сполук. У результаті диполь-дипольної взаємодії електронна хмара, що утворює хімічний зв’язок зміщується до атома хлору, а ковалентний зв’язок перетворюється в іонний – відбувається іонізація зв’язку (рис. 12.1).

Рис. 12.1. Схема електролітичної дисоціції

Гідратовані іони Н⁺ записують формулою Н₃О⁺ (точніше Н₃О⁺*nН₂О, де n = 0 – 4) і називають іони гідроксонію:

 Загальна схема дисоціації електроліту складу Kt_nAn_m:

Kt_nAn_m + xH₂O → nKt⁺∙yH₂O + mAn^–∙(x – y)H₂O,

або без урахування процесу гідратації:

Kt_nAn_m → nKt⁺ + mAn^–.

Останнє рівняння не показує ролі води в процесі дисоціації і тому не розкриває механізм процесу.

Роль розчинника у процесі електролітичної дисоціації проілюструємо прикладом. На відміну від водного розчину HCl, розчин його у бензені С₆Н₆ не проводить електричний струм, оскільки полярні молекули HCl не дисоціюють у неполярному розчиннику. Отже, дисоціація відбувається лише у полярних розчинниках (вода Н₂О, рідкий амоніак NH₃, ацетатна кислота СН₃СООН тощо).

Іони за фізичними та хімічними властивостями відрізняються від атомів, з яких вони утворені, що пояснюється різною будовою електронних оболонок відповідних атомів та іонів. Іони перебувають у стійкіших електронних конфігураціях, ніж атоми.

У розчинах іони s- i p-елементів зазвичай безбарвні, іони d-елементів забарвлені. Гідратовані і негідратовані іони одного і того ж елемента різноманітно забарвлені: тверді солі кобальту (ІІ) – білого кольору, їх розчини – рожеві (іони Co²⁺∙nH₂O).