ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации из "Общая химия 1986" Однако падение степени диссоциации объясняется не образованием молекул, а увеличением тормозящего действия ионной атмосферы. В связи с этим, определяемое по электрической проводимости (нли другими методами) значение степени диссоциации сильных электролитов называется кажущейся степенью диссоциации. [c.232] Для оценки состояния ионов в растворе пользуются величиной, называемой активностью. [c.233] Коэффициенты активности различных ионов различны. Кроме того, они изменяются при изменении условий, в частности при изменении концентрацин раствора. В концентрированных растворах коэффициент активности обычно меньше единицы, а с разбавлением раствора он приближается к единице. Значение /, меньшее единицы, указывает на взаимодействие между ионами, приводящее к их взаимному связыванию. Если л е коэффициент активности близок к единице, то зто свидетельствует о слабом межионном взаимодействии. Действительно, в очень разбавленных растворах средние расстояния ионов друг от друга настолько велики, что действие межионных сил почти не проявляется. [c.233] При диссоциации любой кпслоты образуются ионы водорода. Поэтому все свойства, которые являются общими для водных растворов кислот, мы должны объяснить присутствием гидратированных нонов водорода. Это они вызывают красный цвет лакмуса, сообщают кислотам кислый вкус и т. д. С устранением ионов водорода, например при нейтрализации, исчезают и кислотные свойства. Поэтому теория электролитической диссоциации определяет кислоты как электролиты, диссоциирующие в растворах с образа-ванием ионов водорода. [c.234] У сильных кислот, диссоциирующнх нацело, свойства кислот проявляются в большей степени, у слабых — в меиьшей. Чем лучше кислота диссоциирует, т. е. чем больше ее константа диссоциации, тем она сильнее. [c.235] Сравнивая данные, приведенные в табл. 12 и 14, мож1ю заметить, что величины констант диссоциации кислот изменяются в очень широких пределах. В частности, константа диссоциации циановодорода много меньше, чем уксусной кислоты. И хотя обе эти кислоты — слабые, все же уксусная кислота значительно сильнее циановодорода. Величины первой и второй констант диссоциации серной кислоты показывают, что в отношении первой ступени диссоциации Н2504 — сильная кислота, а в отношении второй— слабая. Кислоты, константы диссоциации которых лежат в интервале 10 - —10 2, иногда называются кислотами средней силы. К ним, в частности, относятся ортофосфорная и сернистая кислоты (в отношении диссоциации по первой ступени). [c.235] Поскольку общим для всех растворов оснований является присутствие в них гидроксид-ионов, то ясно, что носителем основных свойств является гидроксид-иои. Поэтому с точки зрения теории электролитической диссоциации основания — это электролиты, диссоциирующие в растворах с отщеплением гидроксид-ионов. [c.235] Сила оснований, как и сила кислот, зависит от величины константы диссоциации. Чем больше константа диссоциации данного основания, тем оно сильнее. [c.235] Гидроксиды, обладающие этим свойством, называются амфотерными гидроксидами, или амфотерными электролитами. К таким гидроксидам кроме гидроксида цинка относятся гидроксиды алюмнния, хрома и некоторые другие. [c.235] Таким образом, в растворе амфотерного электролита существует сложное равновесие, в котором участвуют продукты диссоциации как по типу кислоты, так и по типу основания. [c.236] Соли можно определить как электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от гидроксид-ионов, Такил ионов, которые были бы общими для водных растворов всех солей, нет поэтому соли и не обладают общими свойствами. Как правило, соли хорошо диссоциируют, и тем лучше, чем меньше заряды ионов, образующих соль. [c.236] Вернуться к основной статье