Основные положения теории электролитической диссоциации. Теория сильных электролитов
Шведский ученый Сванте Аррениус изучая электропроводность растворов различных веществ, пришел к выводу, что причиной электропроводности является наличие в растворе ионов, которые образуются при растворении электролита в воде. Этот процесс получил название электролитическая диссоциация. В 1887 году Аррениус сформулировал основные положения теории электролитической диссоциации. Рассмотрим основные положения теории электролитической диссоциации. При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на положительные и отрицательные ионы. Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома – это простые ионы (Na+, Mg2+, Аl3+ и т.д.) – или из нескольких атомов – это сложные ионы (NО3-, SO2-4, РОЗ-4и т.д.). Причиной диссоциации электролита в водном растворе является его гидратация, т.е. взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нем. В результате взаимодействия электролита с молекулами воды образуются гидратированные, т.е. связанные с молекулами воды, ионы. Под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к отрицательному полюсу источника тока – катоду, поэтому их называют катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся к положительному полюсу источника тока – аноду, поэтому их называют анионами. Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами. 4. Электролитическая диссоциация – процесс обратимый для слабых электролитов.Наряду с процессом диссоциации (распад электролита на ионы) протекает и обратный процесс – ассоциация (соединение ионов). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости, например: HNO2 ↔ H+ + NO2- Механизм электролитической диссоциации. Электролитическая ионизация обусловлена взаимодействием полярных молекул растворителя с частицами растворенного вещества. Упрощенно, без учета H-связей в воде, этапы электролитической диссоциации представлены на рис. 3.1. Рисунок 3.1 Этапы электролитической ионизации полярных молекул (а) и ионных кристаллов (б) 1 - сольватация; 2 - ионизация; 3 - диссоциация. Подготовительным этапом электролитической диссоциации является сольватация вещества (этап 1). Далее полярные молекулы (например, HCl) поляризуются в силовом поле окружающих их диполей растворителя, и вследствие сильного смещения связывающих электронов связь становится ионной. Происходит ионизация молекулы (этап 2), а затем гетеролитическая диссоциация связи с образованием гидратированных ионов: HCl(г) + nH2O H+(H2O)x + Cl-(H2O)n-x . Сольватация вещества наблюдается и при растворении преимущественно ионных кристаллов (например, NaCl) в воде. Взаимодействие с полярными молекулами растворителя способствует ослаблению связей в кристалле и обеспечивает возможность перехода ионов Na и Cl в раствор с образованием гидратированных ионов: NaCl + nH2O Na+(H2O)x + Cl-(H2O)n-x. Количество молекул в сольватной оболочке меняется в зависимости от природы иона, температуры и концентрации раствора. Поэтому формулой невозможно точно передать состав сольвата, т.к. он может быть, например, Na+(H2O)6, Na+(H2O)23 и др. Основные понятия электролитической диссоциации.
По способности вещества распадаться или не распадаться в расплаве или растворе на ионы различают, соответственно, электролиты и неэлектролиты. Электролиты - это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам принадлежат большинство солей и гидроксиды. Неэлектролиты - это сложные вещества, которые не распадаются на ионы и вследствие чего их растворы и расплавы не проводят электрический ток. К неэлектролитам относят большую часть органических соединений, например, бензол, глюкозу, крахмал (важнейшие исключения: органические кислоты и оранические основания). К сильным электролитам условно относят вещества, кажущаяся степень диссоциации которых в растворе превышает 30% (ά > 0,3). При ά < 3% (ά < 0,03) электролиты считают слабыми, в других случаях о них говорят как об электролитах средней силы. Силу электролитов количественно характеризуют степенью диссоциации. Степень диссоциации (ά ) - это отношение числа распавшихся на ионы молекул (Nдис.) к общему числу молекул растворенного вещества (Nобщ.): Степень диссоциации выражают в долях единицы или в процентах. Поскольку общее число молекул вещества в растворе пропорционально количеству его вещества и его молярной концентрации, то можно записать: , где nдис. и cдис. - соответственно, количество и молярная концентрация растворенного вещества, подвергшегося электролитической диссоциации; nобщ. и cобщ. - количество и молярная концентрация вещества в растворе в момент его приготовления. Электролиты, у которых ά = 1, относят к сильным, у слабых электролитов ά < 1. Степень диссоциации обычно определяют по данным измерения электропроводности растворов, которая прямо пропорциональна концентрации свободно движущихся ионов. При этом получают не истинные ά , а кажущиеся значения. Они всегда меньше истинных значений ά , т.к. ионы при движении к электродам сталкиваются и частично уменьшают свою подвижность, особенно при высокой их концентрации в растворе, когда возникает электростатическое притяжение между ионами. Например, истинное значение степени электролитической диссоциации HCl в разбавленном растворе равно 1, в 1 М растворе ά = 0,78 (78%) при 180С , однако, в этом растворе не содержится 22% недиссоциированных молекул HCl, практически все молекулы диссоциированы. Электролиты, которые в разбавленном водном растворе диссоциируют практически полностью, называют сильными электролитами. К сильным электролитам в водных растворах принадлежат почти все соли, многие неорганические кислоты (H2SO4, HNO3, HClO4, галогеноводородные, кроме HF и др.), гидроксиды s-элементов (исключение - Be(OH)2 и Mg(OH)2). Кажущиеся значения a этих электролитов находятся в пределах от 70 до 100%. Диссоциация сильных электролитов - это практически необратимый процесс: HCl → H+ + Cl- или HCl = H+ + Cl- Электролиты, которые в разбавленном водном растворе диссоциируют частично, называют слабыми. Диссоциация слабых электролитов - обратимый процесс, например:
Степень электролитической диссоциации зависит от:
и возрастает при увеличении разбавления раствора. Степень диссоциации возрастает при увеличении температуры раствора. Если в растворе слабой кислоты или слабого основания увеличить концентрацию одноименного иона введением соответствующей соли, то наблюдается резкое изменение степени диссоциации слабого электролита. Рассмотрим, например, как изменится ά уксусной кислоты (CH3COOH) при введении в раствор ацетата натрия (введение одноименных ионов CH3COO-). Согласно принципу Ле Шателье равновесие процесса диссоциации сместится влево в результате увеличения концентрации ацетат-ионов CH3COO-, образующихся при диссоциации ацетата натрия: CH3COONa → CH3COO- + Na+. Такое смещение равновесия в сторону молизации CH3COOH означает уменьшение степени ее диссоциации и приводит к уменьшению концентрации ионов водорода.
Популярное: Почему человек чувствует себя несчастным?: Для начала определим, что такое несчастье. Несчастьем мы будем считать психологическое состояние... Почему люди поддаются рекламе?: Только не надо искать ответы в качестве или количестве рекламы... ©2015-2024 megaobuchalka.ru Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. (2334)
|
Почему 1285321 студент выбрали МегаОбучалку... Система поиска информации Мобильная версия сайта Удобная навигация Нет шокирующей рекламы |