Теория электролитической диссоциации была предложена в 1887 году шведским ученым Сванте Аррениусом. Дальнейшее развитие и обоснование эта теория получила в работах русских ученых Д.П. Коновалова и И.А. Каблукова.
Согласно этой теории, электролитами называются вещества, которые в растворенном или расплавленном состоянии проводят электрический ток.
 |
Электролиты при растворении в воде диссоциируют, т.е. распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы. Под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к катоду, поэтому называются катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся к аноду и называются анионами. Диссоциация – обратимый процесс, т.к. одновременно идет распад молекул на ионы и процесс соединения ионов в молекулы (моляризация).
Механизм электролитической диссоциации:
а) диссоциация соединений с ионной связью включает следующие этапы:
NaCl + mH2O 
Na+(H2O)n + Cl−(H2O)n
- ориентация молекул растворителя (диполей воды) вокруг ионов на поверхности кристалла;
- взаимодействие ионов с диполями, приводящее к отрыву ионов от кристалла и переходу их в раствор.
б) диссоциация молекул с ковалентной полярной связью состоит из трёх этапов:
CH3COOH + mH2O H+(H2O)n + CH3COO-(H2O)n
- ориентация диполей воды вокруг молекулы;
- диполь-дипольное взаимодействие, приводящее к превращению полярной молекулы в ионную;
- распад молекулы на ионы.творе связаны с молекулами воды, т.е. гидратированы. Гидратация ионов – основная причина диссоциации. Гидратированные ионы могут включать как постоянное, так и переменное число молекул воды. При диссоциации в воде различных кислот в растворе образуются не свободные ионы водорода Н+, а гидратированные Н+-ионы, из которых наибольшей прочностью обладает ион гидроксония [H3O]+.
Н+ + H2O → [H3O]+
Cильные и слабые электролиты
Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. К ним относятся:
- все растворимые соли (NaCl, CuSO4, MgCl2 и др.);
- сильные кислоты (H2SO4, HNO3, HCl и др.);
 |
- основания щелочных и щелочно-земельных металлов (NaOH, Ba(OH)2 и др.)
Слабые электролиты при растворении диссоциируют лишь частично. К ним относятся:
- основания многих металлов (Cu(OH)2, Al(OH)3, Mg(OH)2, и др.);
- гидроксид аммония NH4OH;
- некоторые соли (HgCl2, Fe(CNS)3, Hg(CN)2 и др.);
- кислоты (CH3COOH, H2CO3, HNO2 и др.);
- вода.
Количественно процесс электролитической диссоциации характеризуется степенью и константой диссоциации.
Степень диссоциации – отношение числа распавшихся (диссоциированных) на ионы молекул электролита (n) к общему числу растворенных молекул (N):
α = ( n / N )·100%
В зависимости от степени диссоциации все электролиты подразделяются на три группы: сильные, слабые и средней силы. Сильными считаются те, у которых α > 30%. Для слабых электролитов α не более 3%. Степень диссоциации электролитов средней силы составляет от 3 до 30% (H3PO4, H2SO3, H2C2O4 и т.д.). Степень диссоциации уменьшается с увеличением концентрации электролита, с повышением температуры. Диссоциация воды усиливается с повышением температуры.
Константа диссоциации – отношение произведения равновесных концентраций ионов электролита и равновесной концентрации недиссоциированных молекул его. Константа диссоциации характеризует способность электролита диссоциировать на ионы: чем эта величина выше, тем больше ионов в растворе. Выражение константы диссоциации записывается только для слабых электролитов (α<30%).
Например: CH3COOH CH3COO− + H+
[CH3COO−]∙[H+]
Kд = ―――――――――― ;
[CH3COOH]
Константа диссоциации не зависит от концентрации электролита, а зависит от природы электролита, природы растворителя и температуры.
Константа и степень диссоциации связаны между собой соотношением:
α = √ Kд / Cm
называемым законом разведения Оствальда,
где Сm – молярная концентрация.
С точки зрения теории электролитической диссоциации кислоты, основания и соли получили следующие определения.
Кислоты – это электролиты, диссоциирующие на катион только водорода и анионы кислотных остатков.
Многоосновные кислоты диссоциируют обратимо, по ступеням:
1. H2CO3 H+ + HCO3− - первая ступень,
HCO3− H+ + CO3−2 - вторая ступень.
2. H3PO4 
H+ + H2PO4− - первая ступень,
H2PO4− H+ + HPO42− - вторая ступень,
HPO42− H+ + PO43− - третья ступень.
Основания – это электролиты, диссоциирующие на катион металла и анион только гидроксила. Слабые основания многозарядных катионов диссоциируют ступенчато:
Mg(OH)2 MgOH+ + OH− - первая ступень,
MgOH+ Mg2+ + OH− - вторая ступень.
Соли – это электролиты, диссоциирующие на катионы металлов и анионы кислотных остатков.
Средняя соль KNO3 K+ + NO3−
Кислая соль KHСO3 K+ + HСO3−
Основная соль MgOHCl MgOH+ + Cl−
Двойная соль KAl(SO4)2 K+ + Al3+ + 2SO42−
Ионные уравнения реакций
Все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. При написании ионных уравнений вещества слабодиссоциирующие, малорастворимые и газообразные следует изображать в виде молекул. Только сильные электролиты пишут в виде ионов. При этом пользуются таблицей растворимости. Например: уравнение в молекулярной форме:
FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3↓+ 3NaCl
полное ионное уравнение:
Fe3+ + 3Cl− + 3Na+ + 3OH− → Fe(OH)3↓+ 3Na+ + 3Cl−
краткое ионное уравнение:
Fe3+ + 3OH− → Fe(OH)3↓
Ионообменные реакции протекают без изменения степени окисления.
Условиями необратимости ионообменных реакций являются образование в результате реакции:
- малорастворимого вещества (осадок);
- газообразного вещества;
- слабодиссоциирующего вещества (вода, комплексные соединения и др.).
Дата: 2018-11-18, просмотров: 540.
