Согласно современным представлениям теории растворов электролиты делятся на две группы: ассоциированные (слабые) и неассоциированные (сильные).
Для неассоциированных (сильных) электролитов в разбавленных растворах α = 1 (100%), т.е. в растворах они существуют исключительно в виде гидратированных ионов.
Ассоциированные электролиты можно условно разделить на три группы:
- слабые электролиты существуют в растворах в основном в виде недиссоциированных молекул; степень их диссоциации невелика;
- ионные ассоциаты образуются в растворах в результате электростатического взаимодействия ионов;
- ионные и молекулярные комплексы,которые незначительно диссоциируют в воде.
К сильным электролитам в водных растворах относятся большинство солей, щелочи, ряд минеральных кислот (HBr , НNО3, H2SO4, НС1O4 и др.). К слабым электролитам принадлежат почти все органические кислоты, некоторые неорганические кислоты, например, H2S, HCN, H2CO3, HСlO и вода.
Кислоты: Для кислот характерны след.общие свойства:
1)способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей;
2)способность взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода;
3)способность изменять цвета индикаторов, в частности вызывать красную окраску лакмаса;
4)Кислый вкус.
При диссоциации любой кислоты образуются ионы водорода. Поэтому все свойства, которые являются общими для водных растворов кислот, нужно объяснить присутствием гидратированных ионов водорода. Это они вызывают красный цвет, сообщают кислоте вкус и тд. С устранением ионов водорода, при нейтрализации, исчезают кислотные свойства. Поэтому теория электролитич.диссоциации определяет кислоты, как электролиты, диссоциирующие в растворах в образованием ионов водорода.
У сильных кислот, диссоц.нацело, свойства кислот проявляются в большей степени. У слабых-наоборот.
Основания:
1)способность взаимодействовать с кислотами с образованием солей
2)способность изменять цвета индикаторов иначе, чем их изменяют кислоты (синяя окраска лакмуса)
3)мыльный вкус.
Носителем основных свойств выступает гидроксид-ион.
Поэтому, с точки зрения электролитич.диссоциации, основания-электролиты, диссоц.в растворах с отщеплением гидроксид-ионов.
Существуют гидроксиды, вступ.во взаимод.не только с кислотами, но и с основаниями(гидроксид цинка). -амфотерный гидроксид(электролит). Объясняется тем, что в молекулах амфот.гидроксидов прочность связи между металлом и кислородом незначителньо отличается от прочности связи между кислородом и водородом. Т.О.в растворе амфот.электролита существует сложное равновесие, в котором участвуют как продукты диссоц кислоты, так и основания.
Соли. Электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от гидроксид-ионов. Таких ионов, которые были бы общими для водных растворов всех солей-нет. Поэтому соли не обладают общими свойствами. Хорошо диссоциируют, и тем лучше, чем меньше заряды ионов, образующих соль. При растворении кислых солей в растворе образуются катионы металла, сложные анионы кислотного остатка, ионы, явл.продуктами диссоциации этого сложного кислотного остатка, в т.ч. ионы H+.
При диссоц.основных солей образуются анионы кислоты и сложные катионы, сост.из металла и гидроксогрупп. Эти сложные катионы также способны к диссоц, поэтому в ра-ре основной соли присутств.ионы OH-.
Но существуют реакции, протекающие с участием кислот и оснований, к которым ТЭД неприминима. (безводный водород легко реагирует с безводными основаниями).
Создали протонную теорию (1923г). Кислотой является донор протона, т.е.частица, которая способна отдавать ион водорода-протон, а основанием-акцептор протона, т.е. частица, способная присоединять протон. Связанные этим соотношением основание и кислота называются сопряженными.
