Основные положения теории:
1 Соли, кислоты и основания при растворении в воде и некоторых других полярных растворителях диссоциируют на ионы.
2 Ионы существуют в растворе независимо от того, проходит через раствор электрический ток или нет. Вследствие этого число независимо движущихся частиц растворенного вещества больше, чем при отсутствии диссоциации, и коллигативные свойства электролитов возрастают в i раз.
3 Процесс диссоциации описывается законом действующих масс (протекает обратимо). При уменьшении концентрации диссоциация становится практически полной
В частном случае при ν+=ν–=1
– математическая запись закона разведения Оствальда
Здесь ν = ν++ ν– – общее число ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы,
m+, m– – моляльные концентрации ионов,
m(Kν+Aν–) – моляльная концентрация недиссоциированных молекул,
m0 – моляльная концентрация раствора при расчете на полностью недиссоциированное вещество,
α – степень диссоциации – доля диссоциированных молекул,
КДИC – практическая константа диссоциации.
4 Коэффициент Вант-Гоффа i – изотонический коэффициент – связан со степенью электролитической диссоциации. i – среднее суммарное число частиц (ионов и молекул), образующихся при диссоциации одной молекулы
i = ν + α + ν- α + (1–α) = 1 + (ν++ ν–−1)α = 1 + (ν – 1)α i = 1+(ν–1)α.
По мере увеличения разведения (уменьшения концетрации) коэффициент Вант-Гоффа приближается к простому целому числу (2,3,4 – в зависимости от числа ионов, образующихся при диссоциации молекул вещества):
Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.
Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 году. Аррениус придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействие электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. Русские химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяковский применили для объяснения электролитической диссоциации химическую теорию растворов Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит его химическое взаимодействие с водой, в результате которого электролит диссоциирует на ионы.
Классическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации α, т. е. долей распавшихся молекул электролита. Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается законом действующих масс.
Вещества, распадающиеся на ионы, называют электролитами. Электролиты – вещества с ионной или сильно ковалентной связью: кислоты, основания, соли. остальные вещества – неэлектролиты; к ним относятся вещества с неполярной или слабо полярной ковалентной связью; например, многие органические соединения.
Теория Электролитической диссоциации:
1. При растворении в воде электролиты распадаются на положительные ионы (катионы) и отрицательные ионы (анионы). ионы в растворе взаимодействуют с молекулами воды (гидратация). Процесс диссоциации является обратимым.
2. Под действием постоянного электрического тока катионы движутся по катоду, анионы – к аноду.
3. Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, концентрации электролита и температуры.
Степень диссоциации (а) – отношение числа молекул, распавшихся на ионы (N’) к общему числу растворенных молекул (N): а = N’/ N;
Сильный электролит – вещество, степень диссоциации которого больше 30%. к сильным электролитам относят все соли, сильные кислоты, сильные основания.
Слабый электролит – вещество, степень диссоциации которого меньше 3%. к слабым электролитам относят слабые кислоты, слабые основания.
Степень диссоциации зависит от концентрации вещества в растворе, поэтому некоторые слабые электролиты при разбавлении могут стать сильными.
Константа диссоциации – константа равновесия электролитической диссоциации. она равна отношению произведений концентраций ионов, образующихся при диссоциации, к концентрации исходных частиц.
1. При растворении молекулы неорганических
и некоторых органических соединений
диссоциируют на ионы.
Ионы представляют собой заряженные
частицы, которые состоят или из отдельных
атомов, или из группы атомов. Предполагалось,
что ионы в растворе ведут себя подобно
молекулам идеального газа, т.е. не
взаимодействуют друг с другом.
2. Диссоциация молекул на ионы не является
полной, поэтому вводилась степень
диссоциации .
0 < < 1.
,а для реакции 1.6
Последнее слагаемое показывает, во
сколько раз увеличивается общая молярная
концентрация частиц в растворе за счет
диссоциации электролита, т.е. эквивалентно
изотоническому коэффициенту:
3. К процессу электролитической диссоциации
как к любой химической реакции применим
закон действующих масс. Предположим,
протекает химическая реакция
В состоянии равновесия не может быть
произвольных соотношений между
концентрациями веществ А,ВиС, они определяются следующим
выражением:
где квадратные скобки означают
концентрацию соответствующего компонента,
а К– константа равновесия.
В общем случае для реакции
константа будет равна
Запишем реакцию диссоциации какого-либо
вещества:
тогда концентрация распавшихся будет
Подставив (1.8) и (1.9) в (1.7), получим
В частном случае для малодиссоциирующих
электролитов (
Теория Аррениуса позволила легко
трактовать любые явления, связанные с
ионными равновесиями, и легла, таким
образом, в основу качественного и
количественного анализа. Между тем, у
теории С. Аррениуса были свои недостатки.
Первый недостаток был связан с тем, что
данная теория игнорировала взаимодействие
ионов с диполями воды или другого
растворителя, т.е. ион-дипольное
взаимодействие. А именно это взаимодействие,
как показано далее, является физической
основой образования ионов в растворе
при растворении электролита. Таким
образом, без учета ион – дипольного
взаимодействия нельзя было объяснить
процесс образования ионов и устойчивость
систем. Второй недостаток теории
Аррениуса был связан с игнорированием
ион-ионного взаимодействия. Ионы
рассматривались как частицы идеального
газа, а следовательно, не учитывалось
обусловленное кулоновскими силами
притяжение катионов и анионов и
отталкивание одноименно заряженных
ионов.
Теория Аррениуса включала следующие
основные положения:
Ионы представляют собой заряженные
частицы, которые состоят из отдельных
атомов, или из группы атомов, или из
группы атомов. Предполагалось, что ионы
в растворе ведут себя подобно молекулам
идеального газа, т.е. не взаимодействую
друг с другом.
Физические причины, которые приводят
к диссоциации, в теории Аррениуса не
рассматривались. Не обсуждался также
вопрос о том, почему заряженные частицы,
на которые должны были бы распространяться
законы электростатики, не взаимодействуют
друг с другом в растворе.
где, n – число ионов, на которое распадается
одна молекула электролита.
Все качественные изменения, наблюдающиеся
в растворах электролитов при увеличении
или уменьшении концентрации, теория
электролитической диссоциации связывает
с изменением степени диссоциации.
Степень электролитической диссоциации
рассматривается этой теорией как одна
из основных количественных характеристик
раствора электролита.
Ее связь со степенью диссоциации можно
рассмотреть на примере бинарного
электролита МА, диссоциирующего по
уравнению:
и поскольку СМА= С – Сα’ =
С(1-α),
,
то константа электролитической
диссоциации К по теории Аррениуса должна
быть заменена следующим выражением:
Данное уравнение было выведено В.
Оствальдом и выражало сущность его
закона разведения, поскольку обратная
величина молярной концентрации υ = 1/С
называется разведением.
Константа Кддля данного электролита
по теории Аррениуса является постоянной
и в отличие от степени диссоциации не
должна зависеть от концентрации и
определяется в первую очередь природой
электролита. Поэтому, используя уравнение
(1.2) можно рассчитать степень диссоциации
электролита в зависимости от концентрации
электролита.
С другой стороны, при малых константах
диссоциации и при не очень низких
концентрациях электролита, когда К2<< 4КС
Соотношения (1.2) и (1.4) применимы только
для бинарных электролитов.
Он
состоит из угольных стержней (электродов),
присоединенных проводами к электрической
сети. В цепь включена электрическая лампочка,
которая
В
первой половине 19 в. М. Фарадей ввел
понятие об электролитах и неэлектролитах.
Электролиты
–
вещества, водные растворы или расплавы
которых проводят электрических ток. К
электролитам относятся соли, кислоты,
основания. В молекулах этих веществ
имеются ионные или ковалентные сильно
полярные химические связи
Неэлектролиты
– вещества, водные растворы или расплавы
которых не проводят электрический ток.
К неэлектролитам относятся вещества,
в молекулах которых имеются ковалентные
неполярные или малополярные связи.
Например, кислород, водород, многие
органические вещества – глюкоза,
сахароза, бензол, эфиры и др.
Для
объяснения электропроводности растворов
и расплавов электролитов шведским
ученым С. Аррениусом была предложена
теория электролитической диссоциации
(1887 г.).
В
дальнейшем она была развита многими
учеными, представления о диссоциации
электролитов получили развитие в работах
русских химиков И. А. Каблукова и В. А.
Кистяковского. Они применили к объяснению
процесса электролитической диссоциации
химическую теорию растворов Д. И.
Менделеева.
Основные
положения теории электролитической
диссоциации:
1.
Молекулы электролитов при растворении
в воде или расплавлении распадаются на
ионы.
Процесс
распада молекул электролитов на ионы
в растворе или расплаве называется
электролитической
диссоциацией (или ионизацией)
Ионы
–
это атомы или группы атомов, имеющие
положительный или отрицательный заряд
(Na+
,
S2-,
NO3-
и др.)
2.
В растворе или расплаве электролитов
ионы движутся хаотически.
При
пропускании через раствор или расплав
электрического тока положительно
заряженные ионы движутся к отрицательно
заряженному электроду (катоду), а
отрицательно заряженные ионы движутся
к положительно заряженному электроду
(аноду).
Положительно
заряженные ионы – катионы,
отрицательно заряженные ионы – анионы.
К
катионам относятся ион водорода Н+,
ион аммония NH4+,
ионы металлов – Na+,
Cu2+
, Al3+
и др.
К
анионам относятся гидроксид – ион ОН-
, ионы кислотных остатков – Cl-
SO42-
, PO43-
и др.
3.
Диссоциация – процесс обратимый. Это
значит, что одновременно идут два
противоположных процесса: распад молекул
на ионы (диссоциация, ионизация) и
соединение ионов в молекулы (ассоциация,
моляризация).
Диссоциацию
молекул электролитов выражают уравнениями,
в которых вместо знака равенства ставят
знак обратимости (↔).
Mg(NO3)2
↔ Mg2+
+ 2NO3-
Каждая
молекула нитрата магния диссоциирует
на ион магния и два нитрат – иона.
Следовательно, в результате диссоциации
одной молекулы Mg(NO3)2
образуется три иона.
Общая
сумма зарядов катионов и зарядов анионов
равна нулю, т.к. молекула электролита
нейтральна.
4.
Ионы и атомы одних и тех же элементов
отличаются друг от друга по строению и
свойствам.
5.
Ионы
вступают во взаимодействие друг с другом
– реакции ионного обмена.
Основные положения ТЭД (Теории электролитической диссоциации):
1. Молекулы распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (простые и сложные).
2. Под действием электрического тока катионы (положительно заряженные ионы движутся к катоду(-), а анионы (отрицательно заряженные ионы) к аноду(+)
3. Степень диссоциации зависит от природы вещества и растворителя, концентрации, температуры.
Количественной характеристикой силы электролитов является степень диссоциации (α) – отношение молярной концентрации продиссоциировавшего электролита к его общей молярной концентрации в растворе.
Степень диссоциации выражается в долях единицы или в процентах. Интервал значений – от 0 до 100%.
α = 0% относится к неэлектролитам (диссоциация отсутствует)
0% <α < 100% относится к слабым электролитам (диссоциация неполная) α = 100% относится к сильным электролитам (полная диссоциация)
Так же стоит помнить про количество ступеней диссоциации, например: Диссоциация раствора H2SO4
У каждой ступени диссоциации своя степень диссоциации. Например, диссоциация солей CuCl2, HgCl2:
CuCl2⇄Cu2++2Cl- диссоциация протекает полностью
У многоосновных кислот и многокислотных оснований диссоциация идёт в несколько ступеней (в зависимости от основности).
Перечислим сильные и слабые кислоты и приступим к уравнениям ионного обмена: Сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO3, HBrO3, HIO3, HClO4, H2SO4, H2SeO4,HNO3, HMnO4, H2Cr2O7)
Слабые кислоты (HF, H2S, H2Se, HClO, HBrO, H2SeO3, HNO2,H3PO4, H4SiO4, HCN, H2CO3, CH3COOH)
Химические реакции в растворах и расплавах электролитов протекают с участием ионов. В таких реакциях степени окисления элементов не изменяются, и сами реакции называются реакциями ионного обмена.
Реакции ионного обмена будут протекать до конца (необратимо), если образуются малорастворимые или практически нерастворимые вещества (они выпадают в осадок), летучие вещества (выделяются в виде газов) или слабые электролиты (например, вода).
Реакции ионного обмена принято писать в три стадии: 1. Молекулярное уравнение
2. Полное ионное уравнение
3. Сокращенное ионное уравнение
При написании обязательно указывать осадки и газы, а так же руководствоваться таблицей растворимости.
Реакции, где все реагенты и продукты получились растворимые в воде, не протекают.
Несколько примеров: (выделить, Ctrl + левая кнопка мыши)
Сокращённое ионное уравнение получается с помощью вычёркивания одинаковых ионов из обеих частей полного ионного уравнения.
Если реакция ионного обмена идёт между двумя солями с образованием осадка, то следует брать два хорошо растворимых реагента. То есть, реакция ионного обмена пойдёт если растворимость реагентов будет выше, чем у одного из продуктов.
Иногда при написании реакций ионного обмена пропускают полное ионное уравнение и сразу пишут сокращенное.
Электролитическая диссоциация
Всего получено оценок: 1227.
Процесс распада молекул на ионы называется электролитической диссоциацией. Впервые теорию диссоциации сформировал шведский учёный Сванте Август Аррениус в 1887 году. Он исследовал электропроводность растворов и пришёл к выводу, что вещества распадаются на заряженные частицы.
Суть процесса
По степени электропроводности все растворы или расплавы веществ делятся на две группы:
Электролиты и неэлектролиты при одинаковых объёмах и концентрациях помимо электропроводности отличаются другими физическими свойствами. Например, электролиты обладают более высокой температурой кипения. Разница физических свойств объясняется большим количеством заряженных частиц, образующихся в растворе или в расплаве.
Рис. 1. Примеры электролитов.
В растворе под действием молекул воды молекулы вещества распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы – катионы и анионы. То же самое происходит в расплаве при высоких температурах. Образование свободных ионов – сущность процесса диссоциации.
Именно наличие большого количества заряженных частиц объясняет способность растворов или расплавов проводить электрический ток. Образовавшиеся ионы являются переносчиками электрического тока.
Рис. 2. Электролитическая диссоциация.
Электролиты в зависимости от степени диссоциации делятся на две группы:
Степень электролитической диссоциации – отношение количества распавшихся на ионы молекул к общему количеству молекул вещества:
α = n / N.
Степень диссоциации зависит от температуры, давления, химических свойств электролита и растворителя. От степени диссоциации зависит электропроводность раствора. Сильные электролиты лучше проводят ток, чем слабые электролиты.
Только полярные молекулы подвергаются электролитической диссоциации. Такие молекулы связаны ковалентной полярной или ионной связью. Электролитическая диссоциация молекул – обратимый процесс.
Теория Аррениуса
Аррениус, исследовав тему электропроводности растворов, сформулировал теорию электролитической диссоциации. Основные положения теории до сих пор используются в химии:
Рис. 3. Сванте Август Аррениус.
В 1891 году Иван Каблуков дополнил теорию Аррениуса. Он ввёл понятие сольватации – электростатического взаимодействия между частицами растворённого вещества и растворителя.
Диссоциации разных веществ
Сложные вещества можно описать с точки зрения электролитической диссоциации. Определения и описания веществ даны в таблице.
Что мы узнали?
Из урока 8-9 класса узнали, что такое электролитическая диссоциация. В растворах под действием воды или в расплавах под действием температуры молекулы вещества расщепляются на заряженные частицы – ионы. Способность распадаться на ионы называется электролитической диссоциацией, а проводящие электричество растворы – электролитами. Быстрорастворимые вещества называются сильными электролитами, плохо растворимые – слабыми электролитами. Способность веществ распадаться на молекулы исследовал и описал в теории Сванте Август Аррениус. Сложные вещества распадаются по-разному. Кислоты образуют Н+, основания – ОН–, соли – катион металла и анион кислотного остатка.
Тест по теме
Чтобы попасть сюда – пройдите тест.
Оценка доклада
А какая ваша оценка?
Теория электролитической диссоциации
Всего получено оценок: 631.
В 1887 году шведским химиком Аррениусом была сформулирована теория электролитической диссоциации. Теория объясняет, почему водные растворы солей, кислот, щелочей проводят электрический ток.
Аррениус, исследуя растворы, заметил, что некоторые из них проводят электрический ток. Чтобы разобраться, как именно это происходит, следует вспомнить определение электрического тока. Это упорядоченное движение заряженных частиц. Следовательно, в растворе должны присутствовать эти частицы.
Заряженными частицами, которые переносят электрический ток, являются ионы. Они делятся на положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы.
Рис. 1. Катионы и анионы в воде.
Ионы образуются в результате распада (расщепления) молекул веществ. Это может произойти в растворе под действием молекул воды или при высокой температуре в расплаве. Распад молекул на ионы называется электролитической диссоциацией.
Электролиты и неэлектролиты
Не все вещества распадаются на ионы под воздействием воды. Поэтому выделяют две группы веществ:
К электролитам относятся сложные неорганические вещества:
Неэлектролиты – большинство органических веществ. К ним относятся:
Сущностью электролитической диссоциации является распад ковалентных полярных или ионных связей. Молекулы воды оттягивают полярные молекулы, увеличивая полярность, и разрывают их на ионы. В расплавах при высокой температуре ионы в кристаллической решётке начинают совершать колебания, которые приводят к разрушению кристалла. Ковалентные неполярные связи, присутствующие в простых веществах, достаточно прочны и не разрываются молекулами воды или при нагревании.
Рис. 2. Молекулы воды образуют ионы натрия и хлора.
Виды электролитов
Электролитическая диссоциация характеризуется степенью диссоциации. Это величина, отражающая отношение числа распавшихся молекул к общему количеству молекул вещества. Степень диссоциация показывает долю молекул вещества, распавшихся на ионы. Выражается формулой
α = n/N,
где n – количество распавшихся молекул, N – общее количество молекул.
По степени диссоциации выделяют две группы электролитов:
Рис. 3. Сильные и слабые электролиты.
Ненасыщенный раствор содержит небольшую концентрацию растворённого вещества. Это значит, в раствор можно добавить ещё некоторое количество вещества.
Положения теории
Исследовав электролиты, Аррениус сформулировал основные положения теории электролитической диссоциации:
Из урока химии 9 класса узнали об электролитической диссоциации. В растворах под действием молекул воды или в расплавах под действием температуры молекулы веществ распадаются на ионы. Образовавшиеся заряженные частицы – анионы и катионы – способны переносить электрический ток. Таким образом, растворённое вещество проводит электричество и является электролитом. Теорию электролитической диссоциации сформулировал химик Аррениус.
3 Ионное равновесие в растворах электролитов
Теория Аррениуса позволила объяснить
многие химические особенности растворов
электролитов.
На ее основе было дано первое научное
определение понятием «кислота» и
«основание» согласно которым кислота
(НА) это водородосодержащее соединение
при диссоциации которого образуются
ионы водорода, а основание – соединение,
(МОН), при диссоциации которого образуются
ионы гидроксила
Н+ +
А –
Это дало возможность рассматривать
реакцию нейтрализации, как процесс
взаимодействия ионов водорода кислоты
и гидроксид иона основания с образованием
воды, а в разбавленных растворах сильных
кислот и сильных оснований, для которых
была установлена их полная диссоциация,
характеризоваться постоянным тепловым
эффектом независимо от природы кислот
и оснований.
Для процессов диссоциации кислоты НА
и основания МОН закон Освальда можно
записать в виде (1.2), где Кдобозначает
так называемую концентрационную
константу кислоты (КА) или основания
(КВ)
Их значение определяется равновесными
концентрациями. Так как константы обычно
имеют довольно большие численные
значения, то их удобно записывать в
логарифмической шкале:
рКА
= – lg KA
рКВ
= – lg KВ(1.7)
Понятие константы равновесия может
быть применимо непосредственно и к
растворителям, молекулы которых способны
распадаться на ионы. Например,
концентрационную константу равновесия
реакции диссоциации воды: H2О
Но так как очень незначительная часть
молекул воды распадается на ионы, можно
считать, что концентрация воды практически
постоянна, тогда получим:
Следовательно, при этой температуре
концентрации ионов водорода и
гидроксид-ионов в чистой воде, а также
в любом водном растворе электролита
имеющим нейтральную реакцию, равны 10-7моль/л. Концентрацию ионов водорода,
также принято выражать в логарифмической
шкале, обозначая логарифм концентрации
ионов водорода, взятый со знаком минус,
символом рН.
рН = – lg
Наличие, хоть и очень небольших,
концентраций ионов, образующихся при
диссоциации растворителя, привод к их
взаимодействию с ионами растворенных
в данном растворе веществ и возникновению
новых ионных равновесий. Это явление в
общем случае называется сольволиз,
а если растворитель – вода, тогидролиз.
Для соли слабой кислоты и сильного
основания реакция гидролиза протекает
по уравнению А- +H2О
=
const. Используя уравнения (1.5.) и (1.9) можно
записать
Уравнение (1.11) показывает, что константа
гидролиза тем больше, чем слабее кислота.
Подобное соотношение можно получить и
для гидролиза соли сильной кислоты и
слабого основания. Уравнение гидролиза
имеет вид
М+
+ H2О
МОН + ОН+
а константа гидролиза
от температуры с ростом последней
заметно возрастают константы гидролиза.
Из сказанного ясно, что в случае
растворения в воде соли сильной кислоты
и сильного основания нейтральная реакция
среды должна сохраняться.
Растворы, содержащие слабые кислоты и
соли, образованные этими кислотами и
сильными основаниями, или содержащие
слабые основания и соли, образованные
этими основаниями и сильными кислотами,
обладают замечательным свойством
противостоять изменению рН при добавлении
к ним кислот или оснований. Это свойство
называется буферным свойством
растворов, а растворы, обладающие им
–буферными растворами.
Рассмотрим водный раствор, содержащий
уксусную кислоту и ацетат натрия. Добавим
к этому раствору сильное основание,
например гидроксид натрия. Произойдет
реакция нейтрализации NaOH слабой кислотой.
СН3СООН
+ Na+
+ ОН–
= СН3СОО–
+ Na+
+Н2О
Благодаря чему кислотность раствора
практически останется неизменной или
изменится во много раз меньше, чем если
бы мы добавили NaОН к раствору ацетата
натрия.
Если же к буферному раствору добавить
сильную кислоту, например НСl, то
произойдет реакция взаимодействия с
ацетатом натрия
СН3СОО–
+ Na+
+ Н+
+ Сl–
= СН3СООН
+ Na+
+Сl–
с образованием недиссоциированных
молекул уксусной кислоты, т.е. с поглощением
ионов водорода.
Изменение концентрации ионов водорода
буферного раствора в результате добавки
кислого или щелочного реагента рассчитать
можно следующим образом.
Записывают константу равновесия уксусной
кислоты
В этом уравнении концентрация
недиссоциированных молекул очень слабо
диссоциирующей уксусной кислоты
практически равна аналитической
концентрации кислоты (Ск), а концентрация
ацетат-ионов равна аналитической
концентрации полностью диссоциирующего
ацетата натрия (Сс). Тогда
Соседние файлы в предмете Химия