Электролитическая диссоциация — классическая теория, формулы и определения

Электролитическая диссоциация
Некоторые вещества, растворяясь в воде хорошо проводят электрический ток, а другие совсем его не проводят, одни проводят ток будучи растворенными, а в сухом состоянии не проводят. Почему так происходит выяснил в 1903 году ученый-химик из Швеции С. Аррениус. Он создал классическую теорию электролитической диссоциации, которая объясняет что происходит с веществами в растворах. Кроме того, он ввел в химии постоянную величину, описывающую степень диссоциации - степени проводимости вещества в растворе или в расплаве. Тема электролитической диссоциации сложная и интересная, изучается в курсе химии, в 9 классе.

Вы уже знаете о существовании веществ — металлов. Их отличительной чертой является способность проводить электрический ток, благодаря движению электронов. Вы, конечно, понимаете, что в технике электроэнергия передается по металлическим проводам (обычно изготовленным из меди или алюминия, а также из других металлов). В то же время электрический ток могут переносить не только электроны, но и любые другие заряженные частицы, в том числе ионы. Например, растворами, проводящими электрический ток, являются растворы кислот, щелочей и солей. Объясняет это явление электролитическая диссоциация, которую мы и изучим в данной статье. [latexpage]

Электролиты и неэлектролиты

В XVIII в. естествоиспытатели установили, что все растворы можно разделить на две большие группы — на те, которые не проводят электрический ток, и на те, что проводят ток — проводники. Г. Ом установил, что растворы-проводники проводят ток по тем же законам, что и проводники-металлы. Но почему они проводят электрический ток, ученые не знали.
В том, что одни растворы проводят ток, а другие не проводят, можно легко убедиться, проведя несложный эксперимент.

В химический стакан наливают раствор поваренной соли, в него ставят пластинку из эбонита с вмонтированными в нее двумя электродами, к клеммам которых присоединены электрические провода. Один из них соединен с лампочкой. Выходной контакт от лампочки и провод от другой клеммы идут к источнику тока.

Раствор проводит электрический ток, поэтому лампочка загорается. Если опустить электроды в стакан с сухой поваренной солью, то лампочка не будет гореть. Тот же результат получится, если электроды опустить в дистиллированную воду. Добавим в стакан дистиллированную воду, которая сама почти не проводит ток, а раствор соли проводит ток.

Если сухой гидроксид натрия поместим в фарфоровую чашку и расплавим в пламени горелки, то и такой расплав будет проводить ток. Проведя подобный эксперимент с разными кислотами, щелочами, солями, можно убедиться, что их растворы также проводят ток. Такие вещества называют электролитами.

Вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами.

Но не все они проводят ток. Если мы проведем эксперимент с растворами глюкозы, сахарозы и других органических и некоторых неорганических веществ, то они ток не проводят. Такие вещества называют неэлектролитами.

Вещества, растворы и расплавы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами.

Сказанное можно представить в виде схемы.

Схема деления веществ на электролиты и неэлектролиты

Собственно, в теориях, объясняющих тот странный факт, что растворы одних веществ обладают способностью проводить электрический ток, а растворы других веществ этой способностью не обладают, недостатка не было.

История
В XIX в. изучением проводящих растворов занялся Сванте Аррениус. Именно он в 1887 г. разработал основные положения классической теории электролитической диссоциации. Причиной электропроводности электролитов является наличие в растворах ионов, которые образуются при растворении электролита в воде или при расплавлении. Сванте-Август Аррениус (1859—1927)
Шведский ученый сформулировал основные положения теории электролитической диссоциации. Лауреат Нобелевской премии в 1903 г. Написал около 200 работ по различным вопросам химии, биологии, астрофизики.

Электролитическая диссоциация

Процесс распада растворенного или расплавленного, проводящего ток вещества на ионы называется электролитической диссоциацией (от лат. dissociatio— “разъединение”).

Сущность теории электролитической диссоциации состоит в том, что молекулы электролитов в водных растворах под влиянием молекул воды или расплавлении распадаются на заряженные частицы — ионы (от греч. — «идущий»). Появление ионов в водных растворах солей, кислот, щелочей связано с диссоциацией этих веществ на ионы:

$NaCl \rightleftarrows Na^{+}+Cl^{-}$

$KOH \rightleftarrows K^{+}+OH^{-}$

$HNO_3 \rightleftarrows H^{+}+NO_{3}^{-}$

Молекулы некоторых неэлектролитов (сахар, газы, бензин) при растворении в воде не распадаются на ионы, поэтому они и не проводят электрический ток.

Запомни самое важное!

Вещества по способности проводить электрический ток в растворах и расплавах разделены на электролиты и неэлектролиты.

Электролиты в растворах и расплавах проводят ток. К ним относят щелочи, соли и кислоты.

Неэлектролиты в растворах не проводят ток, к ним относят растворы органических веществ, газы, малорастворимые соли и кислоты.

Процесс распада электролита на ионы называется электролитической диссоциацией.

Механизм электролитической диссоциации

Вы уже знаете, что причиной электропроводности растворов электролитов является наличие в ионов, которые образуются при растворении электролитов в воде.
Механизм электролитической диссоциации был обнародован русскими химиками И. А.Каблуковым и В. А.Кистяковским, которые применили химическую теорию Д. И. Менделеева и доказали, что в растворе находятся не свободные ионы, а гидратированные, то есть окруженные молекулами воды. Д. И. Менделеев обосновал сущность процесса растворения и природу растворов, разработал гидратную теорию растворов.

В основе этой теории лежит обоснование сущности химического взаимодействия растворенного вещества с молекулами воды, при котором образуются неустойчивые соединения, называемые гидратами. Д, И. Менделеев доказал, что процесс растворения — это не механический распад на частицы, а химический процесс соединения частиц с водой, в результате чего образуются гидраты.

Почему диссоциация электролитов происходит в воде и не происходит, например, в керосине? Чтобы ответить на этот вопрос, нужно рассмотреть строение молекулы воды. Вода имеет ковалентную сильнополярную связь. Ее молекулы представляют собой диполи (имеют два полюса). Угол между связями в молекуле воды равен 104,5°.

Диполь воды

Легче всего в воде диссоциируют вещества с ионной связью и соответственно с ионной кристаллической решеткой, так как они практически уже состоят из готовых ионов (например, хлорид натрия).

При соприкосновении кристаллического хлористого натрия с водой происходит атака молекул соли молекулами воды. При этом положительные концы молекул воды прилипают к ионам Cl, а отрицательные — к ионам Na. При таком взаимодействии, как и при любом другом, между противоположными зарядами выделяется энергия — она-то и идет на разрыв связи между катионом и анионом.

Процесс взаимодействия ионов с молекулами воды назвали гидратацией, если другой — растворитель — сольватацией.

Именно благодаря гидратации, ионы в растворах окружены довольно плотной и прочной оболочкой молекул воды.

Очевидно, что последовательность процессов, происходящих при диссоциации веществ с ионной связью (растворимых солей и щелочей), будет такой:

  1. Ориентация молекул воды около ионов кристалла.
  2. Гидратация ионов электролита молекулами воды.
  3. Диссоциация (распад) электролита на ионы.

Упрощенно происходящие процессы можно отразить с помощью следующего уравнения:

$NaCl \rightleftarrows Na^{+}+Cl^{-}$

По аналогии диссоциируют и электролиты, в молекулах которых имеется ковалентная сильнополярная связь (например, молекула хлороводорода НСl). В этом случае под влиянием диполей воды происходит превращение ковалентной полярной связи в ионную. Последовательность процессов, происходящих при этом, будет такой:

  1. Ориентация молекул воды вокруг полюсов молекул электролита.
  2. Гидратация молекул электролита с молекулами воды.
  3. Ионизация молекул электролита (превращение ковалентной связи в ионную).
  4. Диссоциация молекул электролита на гидратированные ионы. Процесс диссоциации кислот в воде сопровождается также химическим взаимодействием молекул воды и молекул кислот, которые описывают следующей схемой реакции:  $HCl+H_2O \rightleftarrows H_3 O^{+}+Cl^{-}$.

Частица $H_{3}O$ носит название ион оксония, но все же для удобства вместо этого иона пишут ионы $H+$, а уравнение диссоциации соляной кислоты ($HCl$) будет таким:

$HCl \rightleftarrows H^{+}+Cl^{-}$

Таким образом, диссоциация электролитов на ионы изображается химическими уравнениями, называемыми уравнениями диссоциации. В общем виде этот процесс можно изобразить так:

$$KA \rightleftarrows K^{+}+A^{-}$$

где $KA$ — молекула электролита: $К^{+}$ — катион; $А^{-}$ — анион.

Диссоциация — процесс обратимый (то есть происходит в двух противоположных направлениях, обозначается ), и наряду с распадом электролита на ионы происходит обратный процесс — ассоциация, то есть хаотичное соединение противоположно заряженных ионов обратно в молекулы электролитов.

Запомни самое важное!
Электролитическая диссоциация — процесс обратимый. Наряду с распадом электролита на ионы происходит обратный процесс — ассоциация. Вещества с ионной и сильнополярной ковалентной связями при растворении в воде легко диссоциируют.

Электролитическая диссоциация кислот, оснований и солей

Па характеру образующихся ионов различают три типа электролитов: кислоты, основания, соли.

Кислоты

Кислоты — это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка:
 
$HCl \rightleftarrows H^{+}+Cl^{-}$
 
$HNO_3 \rightleftarrows H^{+} + NO_3 ^{-}$
 
$H_2SO_4 \rightleftarrows H^{+}+HSO_4 ^{-} $

Много основные кислоты диссоциируют ступенчато. Например, для серной кислоты число ступеней или стадий диссоциации равно двум, так как число атомов водорода в ней два.

1-я ступень (стадия) — образование гидросульфат-ионов:

$H_2 SO_4 \rightleftarrows H^{+} +HSO_4 ^{-}$

2-я ступень (стадия) — образование сульфат-ионов:

$HSO_4 ^{-} \rightleftarrows H^{+} + SO_4 ^{2-}$

Суммарное уравнение диссоциации серной кислоты выглядит так:

$H_2SO_4 \rightleftarrows H^{+}+HSO_4 ^{-} $

Следует учесть, что диссоциация таких кислот по каждой следующей ступени ослабевает.

Все кислоты объединяет то, что они при диссоциации обязательно образуют катионы водорода, поэтому справедливо предположить, что общие свойства кислот — кислый вкус, изменение цвета индикатора. — обусловлены именно катионами водорода.

Основания

Основания — это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла и анионы гидроксогрупп (гидроксид-ионы).

$NaOH \rightleftarrows Na^{+} + OH^{-}$

$Ca(OH)_2 \rightleftarrows Ca^{2+} + 2OH^{-}$

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Например, для гидроксида кальция число ступеней диссоциации равно двум, так как число гидроксогрупп в нем две.

1-я ступень — образование гидроксид-ионов кальция:

$Ca(OH)_2 \rightleftarrows CaOH^{+} + OH^{-}$

2-я ступень — образование ионов кальция:

$CaOH^{+} \rightleftarrows Ca^{2+} + OH^{-}$

Суммарное уравнение диссоциации:

$Ca(OH)_2 \rightleftarrows Ca^{2+} + 2OH^{-}$

Так же как и в случае многоосновных кислот, диссоциация таких оснований на каждой следующей стадии ослабевает.
Все общие свойства оснований — мылкость на ощупь, изменение окраски индикатора — обусловлены гидроксид-ионами.

Соли

Соли — это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла и анионы кислотных остатков:

$K_3PO_4 \rightleftarrows 3K^{+}+PO_4 ^{3-}$

Свойства солей определяются как катионами, так и анионами. Так, например, соли серной кислоты имеют общие свойства за счет ионов $SO_4 ^{2-}$, а различающиеся свойства — за счет разных катионов. Имеет значение тип соли, подвергающийся диссоциации. Если растворимая соль является средней (например, $K_3 PO_4$), то такая соль диссоциирует без ступеней, сразу на катионы и анионы. Но если растворимая соль является кислой, то диссоциация будет ступенчатой, например, для гидросульфата натрия:

1-я ступень —образование ионов натрия и гидросульфат-ионов:

$NaHSO_4 \rightleftarrows Na^{+}+HSO_4 ^{-}$

2-я ступень — образование сульфат-ионов:

$HSO_4^{-} \rightleftarrows H^{+}+SO_4 ^{2-}$

Суммарное уравнение диссоциации гидросульфата натрия выглядит так:

$NaHSO_4 \rightleftarrows Na^{+}+H^{+} + SO_4 ^{2-}$

Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения электролитической диссоциации

Характерные химические свойства электролитов показаны в таблице.

Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения электролитической диссоциации.

Электролиты Характерные общие ионы Характерные свойства
Кислоты $H^{+}$ Действуют на индикаторы и реагируют с ионами $OH^{-}$ с образованием воды $H^{+}+OH^{-}=H_2 O$
Основания $OH^{-}$ Действуют на индикаторы и реагируют с ионами $H^{+}$ с образованием воды: $OH^{-}+H^{+}=H_2 O$
Соли Общих ионов нет Отсутствуют общие свойства, обусловленные наличием общих ионов.
Запомни самое важное!
По характеру образующихся ионов различают три типа электролитов: кислоты, основания, соли. Кислоты, основания и соли диссоциируют на катионы и анионы. Кислотность определяется присутствием ионов водорода. Основность (щелочность) определяется присутствием ионов гидроксогрупп. Свойства солей определяются присутствием конкретных ионов
.

Степень электролитической диссоциации

Если провести эксперимент по электропроводности в растворе соляной и уксусной кислоты, то мы обнаружим, что лампочка будет светить ярко в первом случае, а во втором — едва гореть. Почему это происходит? Объяснив, как происходит процесс диссоциации, можно заметить, что этот процесс является обратимым. Наряду с распадом электролитов происходит и обратный процесс соединения ионов в молекулы электролитов. В растворах электролитов наряду с ионами присутствуют и молекулы, поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации, которую обозначают греческой буквой (“альфа”).

Степень диссоциации α — это отношение числа частиц, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных частиц (N):

$$\alpha = \frac{n}{N}$$

Степень диссоциации (константа) определяют опытным путем и выражают в долях или процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, если α = 1, или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Растворы имеют разное значение степени диссоциации, так как она зависит от природы вещества (как и в нашем эксперименте с кислотами). Она также зависит и от концентрации: с разбавлением раствора степень диссоциации увеличивается. Так, если в раствор уксусной кислоты добавить воду, лампочка загорится сильнее, так как увеличится степень диссоциации раствора.

Понятно, что электропроводность связана с диссоциацией: чем выше степень диссоциация, тем больше ионов в растворе и тем, следовательно, выше электропроводность раствора.

Сильные и слабые электролиты

Но степени, диссоциации электролиты разделяют на сильные (α > 30%), средние (3%< α < 30%, $H_3 PO_4, HNO_2$) и слабые (α < 3%). Это легко определить по горению электрической лампочки в растворах сильных, слабых электролитов и неэлектролитов.

Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. У таких растворов значение степени диссоциации стремится к единице даже при сильном разбавлении.

К сильным электролитам относятся:

1) сильные кислоты, например, $H_2SO_4$, $HCl$, $HNO_3$, $HI$;
2) все щелочи, например, $KOH$, $Ba(OH)_2$, $NaOH$;
3) растворимые соли, например, $KCl$, $NaNO_3$, $MgSO_4$.

Слабые электролиты при растворении в воде почти не диссоциируют на ионы. У таких веществ значение степени диссоциации стремится к нулю.

К слабым электролитам относятся:

1) слабые кислоты, например,$H_2CO_3$, $HF$, $H_2S$ ;
2) слабые основания, например, $Fe(OH)_2$, $Mg(OH)_2$, $NH_4OH$(водный раствор аммиака);
3) вода, малорастворимые соли, например, $CaSO_4$, $PbBr_2$ .

Деление электролитов на сильные и слабые имеет практическое значение, например, в источниках электрической энергии, в аккумуляторах.

Понятно, что для приготовления аккумуляторной жидкости берут растворы серной кислоты или гидроксида лития, так как это сильные электролиты. Для определения видов электролитов следует опираться на таблицу растворимости кислот, оснований, солей, помещенную в приложении к учебнику.

Запомни самое важное!
Растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации. Степень диссоциации показывает количество распадающихся молекул к общему числу растворенных молекул. Электролиты в соответствии с этим делят на сильные и слабые. Константа диссоциации зависит от концентрации раствора и природы вещества.

Таблица степеней диссоциации сильных электролитов

Сильные электролиты Формула Степень диссоциации (в %)
Соляная кислота $HCl$ 92
Бромоводородная кислота $HBr$ 92
Йодоводородная кислота $HI$ 92
Азотная кислота $HNO_3$ 92
Гидроксид бария $Ba(OH)_2$ 92
Гидроксид калия $KOH$ 89
Хлорид калия $KCl$ 86
Гидроксид натрия $NaOH$ 84
Хлорид натрия $NaCl$ 84
Серная кислота $H_2SO_4$ 90

Основные положения классической теории электролитической диссоциации

Обобщим сведения об электролитической диссоциации в виде основных положений общепризнанной классической теории электролитической диссоциации.

1. Электролиты — это вещества, которые при растворении в воде илы в расплавленном состоянии диссоциируют (распадаются) на ионы. Ионы — это атомы или группы атомов, обладающие положительным (катионы) или отрицательным (анионы) зарядом.

Ионы бывают простые ($Na^{+}$, $Br^{-}$, $S^{2-}$) и сложные ($OH^{-}$, $K^{+}$,$Ca^{2+}$).

Существуют бесцветные ионы ($OH^{-}$, $K^{+}$, $Ca^{2+}$) и окрашенные ($Cu^{2+}$, $Fe^{3-}$, $MnO_4 ^{-}$). Так и растворы электролитов бывают бесцветными ($KOH$) и окрашенными ($KMnO_4$).

2. Ионы отличаются от атомов как по строению, так и по свойствам.

Так, атомы натрия легко отдают наружные электроны, поэтому химически активны: окисляются на воздухе, реагируют с водой. А вот ионы натрия не отдают электроны, потому не могут окисляться и с водой не реагируют. 

3. В растворе и расплаве электролита ионы движутся хаотически. Под действием электрического тока положительно заряженные ионы (катионы) движутся к катоду, а отрицательно заряженные анионы — к аноду.

4. Не все электролиты в одинаковой мере диссоциируют на ионы.
Электролиты делятся на сильные и слабые. Постоянная диссоциации зависит от природы вещества и его концентрации.

5. Электролитическая диссоциация — процесс обратимый.

В уравнениях диссоциации электролитов обязательно следует вместо знака равенства ставить знак обратимости:

6. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.

Сванте Аррениус
Сванте Аррениус
Знаете ли вы?
Многие видные ученые того времени не признавали теории Сванте Аррениуса о диссоциации веществ, созданную им в 1887 году. Так, например, академик П. Т. Клеве при защите диссертации С. Аррениуса воскликнул: «Это чистая фантазия! Возможно ли, чтобы калий самостоятельно существовал в растворе? Ведь любой ученик знает, что калий бурно реагирует с водой». Однако идеи Аррениуса победили, а в 1903 г. ему была присуждена Нобелевская премия.
Спасибо:
( 1 оценка, среднее 5 из 5 )
Литература, математика, русский язык, физика, химия, география, история, астрономия, информатика и обществознание
Подписаться
Уведомить о
0 комментариев
Межтекстовые Отзывы
Посмотреть все комментарии