Основы теории электролитической диссоциации
Электролитами называются вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток, неэлектролитами – вещества, водные растворы или расплавы которых не проводят электрический ток. Электролитическая диссоциация – процесс распада атомов или молекул электролита на ионы при растворении его в воде или расплавлении[1].
Электролиты (по степени диссоциации)
Степень диссоциации, α – отношение числа диссоциированных молекул (N) к общему числу молекул (N 0) электролита, находящихся в растворе: α = N / N 0 Различают истинную (α(ист)) и кажущуюся (α(каж)) степень диссоциации. Кажущаяся степень диссоциации всегда меньше истинной. Кажущуюся степень диссоциации можно определить из соотношения:
где i – изотонический коэффициент раствора (определение будет дано в других статьях); – общее число ионов в растворе, определяется из выражения: где и – количество катионов и анионов, составляющих электролит, соответственно. Степень диссоциации электролита зависит от следующих факторов: · природаэлектролита – главный фактор, определяющий степень диссоциации; чем более полярной является химическая связь между атомами или группами атомов в молекуле, тем сильнее растворитель с высоким значением диэлектрической проницаемости (ДП) препятствует электростатическому взаимодействию ионов противоположного знака в растворе, следовательно, больше степень диссоциации электролита; · природа растворителя – степень диссоциации в значительной мере зависит от диэлектрической проницаемости (ε) растворителя: чем больше диэлектрическая проницаемость среды, тем больше степень электролитической диссоциации; · температура – для многих электролитов существует достаточно широкий температурный интервал, в котором наблюдается простая зависимость между тепловым эффектом, степенью диссоциации и температурой; если процесс диссоциации экзотермичен, то с повышением температуры степень диссоциации падает, а при эндотермическом процессе – повышение температуры ведёт к увеличению степени диссоциации; · концентрацияраствора – степень диссоциации электролита при разбавлении раствора увеличивается; · присутствиеодноимённыхионов – при прибавлении в раствор слабой кислоты или основания соли, содержащей одноимённый анион или катион для кислоты или основания соответственно, то согласно принципу Ле-Шателье, равновесие диссоциации будет смещено влево, т. е. в сторону уменьшения степени диссоциации. Подавление диссоциации под влиянием одноимённого иона называется репрессией ионизации. С репрессией ионизации связаны многие процессы, имеющие практическое значение, например этот процесс используют для уменьшения растворимости тех или иных соединений. Реакция электролитической диссоциации для всех электролитов является обратимой, а это означает, что в системе «вода - электролит» устанавливается химическое равновесие (подробнее о химическом равновесии ждите следующих видео на канале «Физикохимия»):
где и – зарядовые числа ионов определённого вида. Константой такого равновесия будет служить величина, которая называется константой диссоциации электролита (Kд). По закону действующих масс (а он справедлив всех видов термодинамического равновесия в химических системах) константа диссоциации – постоянная величина, характеризующая электролит, равная отношению произведения равновесных концентраций диссоциированных ионов, взятых в степенях, равных числу ионов определённого вида, к молярной концентрации этого электролита: Константа диссоциации зависит только от температуры, природы электролита и природы растворителя, НО не зависит от концентрации электролита/ионов в растворе. Константа диссоциации более характерна для слабых электролитов и электролитов средней ионной силы, потому что сильные электролиты обладают значением константы диссоциации, приближающимся к единице. Чем меньше Kд, тем слабее электролит проявляет способность к диссоциации. Константа диссоциации для многоосновных кислот и многокислотных оснований уменьшается на второй, третьей и последующих ступенях диссоциации, так как отрыв протона от молекулы электролита требует гораздо большей энергии. Константа полной диссоциации слабого электролита равна произведению констант его диссоциации по ступеням:
где Kд – константа полной диссоциации слабого электролита; – константа определённой i-й ступени диссоциации данного электролита. По закону разбавления Оствальда константа диссоциации электролита прямо пропорциональна квадрату его степени диссоциации: где Cm – молярная концентрация электролита, . Таким образом, закон разбавления Оствальда гласит: степень диссоциации электролита при разбавлении раствора увеличивается. Для слабых электролитов (α ≪ 1) знаменателем в уравнении константы диссоциации можно пренебречь, и получится, что степень диссоциации слабого электролита обратно пропорциональна квадратному корню из его концентрации: Рассмотрим механизм электролитической диссоциации на примере молекулы бромида калия KBr. Кристаллы KBr имеют ионную кристаллическую решётку, а это значит, что в узлах этой решётки расположены положительно заряженные ионы калия K(+) и отрицательно заряженные бромид-ионы Br(-). Каждый ион, находящийся на поверхности кристалла, образует вокруг себя электрическое поле. Влияние полей, созданных каждым зарядом в отдельности, распространяется на некоторое расстояние от кристалла KBr. В водном растворе кристалл со всех сторон окружён беспорядочно движущимися молекулами воды, которые, попадая в поле действия заряженных ионов, изменяют свое движение: в непосредственной близости от кристалла и ориентируются таким образом, что к отрицательно заряженному иону Br(-) диполи воды оказываются направленными положительно заряженным полюсом, а к положительно заряженному иону K(+) – отрицательно заряженным полюсом. Такое явление называется поляризацией молекул в электрическом поле, а молекулы воды при этом называются диполями (система одинаковых по модулю, разноимённых электрических зарядов; расстояние между этими зарядами называется плечом диполя l). Между ионами и диполями воды действуют кулоновские силы притяжения. В результате ион-дипольного взаимодействия выделяется энергия, способствующая разрыву ионных связей в кристалле и проведению иона из кристалла в раствор. Отделенные друг от друга ионы (диссоциированные) вплотную окружают полярные молекулы воды; такие ионы называются гидратированными. Явление взаимодействия ионов с молекулами воды, в результате чего происходит образование гидратной оболочки, называется гидратацией ионов. Гидратированные ионы, имеющие противоположные заряды, могут взаимодействовать друг с другом. Но так как ионы движутся в растворе вместе с гидратными оболочками, то сила их взаимодействия значительно уменьшена, и они способны к самостоятельному существованию. Выше описанный механизм электролитической диссоциации закреплён в теории электролитической диссоциации Сванте Аррениуса. <фото С. Аррениуса> В соответствии с ТЭД С. Аррениуса приведу определения классов неорганических соединений. Кислоты – сложные вещества, при диссоциации которых в водных растворах в качестве катионов отщепляются (элиминируют) только катионы H(+). Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато: сначала образуется сложный кислый анион, а затем от этого аниона отщепляются последовательно оставшиеся ионы водорода: H3PO4 ↔ H(+) + H2PO4(-); H2PO4 ↔ H(+) + HPO4(2-); HPO4(-) ↔ H(+) + PO4(3-) Суммарное уравнение диссоциации: H3PO4 ↔ 3H(+) + PO4(3-) Основания – сложные вещества, при диссоциации которых в водных растворах отщепляются только гидроксид-ионы OH(-). Сложные основания так же, как и кислоты, диссоциируют ступенчато. Fe(OH)3 ↔ Fe(OH)2(+) + OH(-); Fe(OH)2(+) ↔ FeOH(2+) + OH(-); FeOH(2+) ↔ Fe(3+) + OH(-) Суммарное уравнение диссоциации: Fe(OH)3 ↔ Fe(3+) + 3OH(-) Соли – сложные вещества, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов Me(n+) и анионы кислотных остатков Ac(m-). Ag2SO4 ↔ 2Ag(+) + SO4(2-) При растворении кислых солей в растворе образуются катионы металла Me(n+) и сложные анионы кислотного остатка, а также ионы, являющиеся продуктами диссоциации этого сложного кислотного остатка, в том числе H(+). NaHCO3 ↔ Na(+) + HCO3(-); HCO3(-) ↔ H(+) + CO3(2-) При диссоциации основных солей образуются анионы кислотного остатка и сложные катионы, состоящие из иона металла Me(n+) и гидроксильных групп OH(-). Эти сложные катионы также способны к диссоциации. Поэтому в растворе основной соли присутствуют OH(-): (CuOH)2CO3 ↔ CuOH(2+) + CO3(2-); CuOH(2+) ↔ CuOH(+) + OH(-); CuOH(+) ↔ Cu(2+) + OH(-) Характер электролитической диссоциации той или иной молекулы в значительной степени определяется полярностями ее валентных связей. Полярность связи водорода с кислородом в соединениях типа R–O–H существенно меняется в зависимости от химической природы радикала R.
Популярное: Почему двоичная система счисления так распространена?: Каждая цифра должна быть как-то представлена на физическом носителе... Личность ребенка как объект и субъект в образовательной технологии: В настоящее время в России идет становление новой системы образования, ориентированного на вхождение... Как выбрать специалиста по управлению гостиницей: Понятно, что управление гостиницей невозможно без специальных знаний. Соответственно, важна квалификация... ©2015-2024 megaobuchalka.ru Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. (283)
|
Почему 1285321 студент выбрали МегаОбучалку... Система поиска информации Мобильная версия сайта Удобная навигация Нет шокирующей рекламы |