Давно известно, что некоторые растворы проводят электрический ток (такие растворы получили название электролитов ), а некоторые - не проводят (неэлектролиты ).
Кроме электропроводности электролиты и неэлектролиты имеют много других отличий. При одинаковой молярной концентрации электролиты (по сравнению с неэлектролитами) обладают:
- более высокой температурой кипения;
- более низкой температурой замерзания;
- более высоким осмотическим давлением;
- более низким давлением пара растворителя.
Такое большое различие в свойствах растворов ученые объясняют тем фактом, что в электролитах при растворении образуется гораздо большее кол-во частиц, которые еще и обладают зарядом, хотя, в общем, раствор электролита нейтрален.
Впервые теорию электролитической диссоциации (разделения) сформулировал в 1887 г. шведский ученый С. Аррениус, ее основные положения заключались в следующем:
- электролиты, растворяясь в воде, диссоциируют (распадаются) на положительно (катионы) и отрицательно (анионы) заряженные ионы;
- под воздействием внешнего электрического поля катионы в растворе электролита начнут двигаться к катоду (отрицательному электроду), анионы - к аноду (положительному электроду);
- электролитическая диссоциация является обратимым процессом - параллельно с распадом молекул на ионы идет обратный процесс ассоциации (ионы соединяются в молекулы), в результате чего в растворе устанавливается динамическое равновесие.
Через несколько лет, в 1891 г., русский ученый И. Каблуков внес существенные уточнения в теорию Аррениуса, введя понятие сольватации катионов и анионов (формирование химических связей между растворителем и растворяемым веществом).
Ионами называют атомы (группы атомов), которые имеют заряд (положительный - анионы или отрицательный - катионы ).
Ионы бывают:
- простые - Na + , Mg 2+ , S 2- , Cl -
- сложные - NO 3 - , NH 4 + , SO 4 2- , PO 4 3-
Механизм электролитической диссоциации
Электролиты бывают двух видов: раствором с ионной связью и раствором с ковалентной связью.
Растворители, в которых протекает процесс диссоциации, обязательно состоят из полярных молекул.
Механизм диссоциации электролитов с ионной и ковалентной связью различен.
Хлорид натрия является веществом с ионной связью , в узлах кристаллической решетки NaCl находятся ионы натрия и хлора.
Рис. 1. Кристаллическая решетка хлорида натрия.
При погружении поваренной соли в воду на первой стадии растворения (диссоциации NaCl) полярные молекулы воды под действием электростатического притяжения приклеиваются своей отрицательной стороной к катионам натрия (Na +), а положительной стороной к анионам хлора (Cl -):
Рис. 2 Притяжение полярных молекул воды к ионам NaCl.
По мере склеивания молекул воды с ионами натрия и хлора происходит ослабление ионных связей Na + с Cl - :
Кристаллическая решетка постепенно разрушается, в результате чего, освободившиеся ионы переходят в раствор, в котором они тут же связываются с молекулами воды - такие ионы называются гидратированными .
Рис. 3 Ослабление ионных связей хлорида натрия.
Ионные связи хлорида натрия разрываются и гидратированные ионы переходят в раствор:
Рис. 4 Переход гидратированных ионов натрия и хлора в раствор.
В водном растворе диссоциация ионных соединений всегда протекает полностью .
Диссоциация хлороводорода
Хлороводород является веществом с ковалентной полярной связью .
Под воздействием молекул воды ковалентные связи поляризуются еще больше и становятся связями ионными, после чего происходит процесс, описанный выше:
Рис. 5 Диссоциация полярной молекулы HCl.
Из вышесказанного можно сделать вывод, что электролитическая диссоциация возможна в полярных растворителях (вода, этиловый спирт). При диссоциации в первую очередь разрываются наиболее полярные связи (самая большая разность в электроотрицательности атомов, составляющих связь; см. Понятие электроотрицательности).
Растворитель выполняет не только роль разделения катионов и анионов растворяемого вещества, но также замедляет обратный процесс ассоциации ионов в исходную молекулу, поскольку сольватированные (гидратированные) ионы окружены "прилипшими" молекулами растворителя, что мешает сближению (под воздействием кулоновского электростатического притяжения) и воссоединению в молекулу катионов и анионов. Кол-во молекул растворителя, находящихся в гидратной оболочке ионов, зависит от природы ионов, концентрации и температуры раствора.
Одно из главных отличий диссоциации электролитов с полярной связью от диссоциации электролитов с ионной связью заключается в том, что такая диссоциация может быть частичной - это зависит от полярности связей в молекулах электролитов.
Уравнения электролитических диссоциаций записываются следующим образом:
NaCl ↔ Na + + Cl - HCl ↔ H + + Cl -
Электролитическая диссоциация протекает за счет энергии, выделяемой в процессе разрушения кристаллической решетки растворяемого вещества во время взаимодейтсвия молекул растворителя с веществом. Следует сказать, что диссоциация может протекать и без растворителя, например, при высокой температуре, когда образуется расплав вещества (энергия для разрушения кристаллической решетки берется из внешнего источника высокой температуры).
ИТОГ : Электролитическая диссоциация - это процесс распада вещества (электролита) на ионы (в растворах под воздействием полярных молекул растворителя; в расплавах - под воздействием высокой температуры).
Свойства ионов
Атомы элементов и их ионы - это далеко не "родственники". По своим физическим и химическим свойствам ионы сильно отличаются от нейтральных атомов, из которых они образовались.
Например атомы натрия активно взаимодейтсвуют с водой, а анионы натрия не взаимодействуют с водой. Хлор в свободном состоянии является ядовитым газом желто-зеленого цвета, а хлорид-ионы не ядовиты, не имеют запаха и цвета.p>
Такие сильные различия между атомами и их ионами объясняются разным электронным строением.
При наличии в растворе нескольких электролитов они диссоциируют в сторону образования: 1) осадков; 2) газов; 3) слабых электролитов.
- пример диссоциации с образованием осадков: BaCl 2 +Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓+2NaCl Ba 2+ +2Cl - +2Na + +SO 4 2- =BaSO 4 ↓+2Na + +2Cl - 2Cl - и 2Na + можно сократить Сокращенное ионное уравнение: Ba 2+ +SO 4 2- =BaSO 4 ↓
- пример диссоциации с образованием газов: CaCO 3 +2HCl = CaCl 2 +CO 2 +H 2 O Сокращенное ионное уравнение: CaCO 3 +2H + =Ca 2+ +CO 2 +H 2 O
- пример диссоциации с образованием слабых электролитов: HCl+NaOH = NaCl+H 2 O Сокращенное ионное уравнение: H + +OH - = H 2 O
Правила составления уравнений электролитической диссоциации веществ
Процесс разрушения или распада электролита на ионы называется электролитической диссоциацией. Составные части распавшихся молекул или кристаллов представляют собой частицы, имеющие заряд. Их называют ионы.
Ионы бывают отрицательные и положительные. Положительные ионы называются катионами, отрицательные — анионами.
Растворы веществ, молекулы или кристаллы которых
способны распадаться на ИОНЫ (диссоциировать), могут проводить электрический
ток. Именно поэтому их называют электролитами. Часто процесс электролитической
диссоциации называют просто: диссоциация.
Процесс растворения вещества отличается от диссоциации тем, что при растворении частицы вещества равномерно распределяются между молекулами растворителя (воды) по всему объему раствора, а в процессе диссоциации частицы вещества (кристаллы или молекулы) распадаются на составные части.
Поэтому при хорошей растворимости вещество не всегда хорошо диссоциирует.
Существуют вещества, молекулы или кристаллы которых хорошо распадаются на ионы. Их называют сильными электролитами.
Сильные электролиты:
Диссоциация сильных электролитов происходит необратимо
Существуют вещества, молекулы или кристаллы которых плохо распадаются на ионы. Их называют слабыми электролитами.
Слабые электролиты:
Диссоциация слабых электролитов происходит обратимо, т. е. ионы, образовавшиеся при распаде молекулы, соединяясь снова, образуют исходную молекулу. Обратимость реакции показывают разнонаправленными стрелками: ↔для слабых электролитов обратная реакция (ассоциация) преобладает над распадом молекул на ионы.
1. Диссоциация сильных электролитов
При диссоциации кислот их молекулы распадаются всегда на положительно заряженные ноны водорода Н и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков.
Рассмотрим уравнение диссоциации кислоты сильного электролита. (видео урок)
При диссоциации оснований их молекулы распадаются всегда на положительно заряженные ноны металла и отрицательно заряженныегидроксид-ионы (ОН -).
2. Рассмотрим уравнение диссоциации основания — сильного электролита.(видео урок)
3. При диссоциации солей их молекуль распадаются всегда на по ложительно заряженные ионы металла и отрицательно заряжен ные ноны кислотньтх остатков.
Рассмотрим уравнение диссоциации соли — сильного электролита. (видео урок)
4. Составление уравнения диссоциации соли, в которой кислотный остаток состоит из одного элемента (хлорид (С1), сульфиды (S ), отличается от тех уравнений, в которых молекулы солей имеют в кислотном остатке два элемента. (видео урок)
5. Диссоциация слабых электролитов (видео урок)
диссоциация многоосновных кислот слабых электролитов на ионы происходит постепенно (ступенчато). При этом на каждой стадии диссоциации образуется один ион водорода Н и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков. Рассмотрим уравнение диссоциации кислоты— слабого электролита (Н 2 СО 3)
6 Вторая стадия диссоциации HCO 3 - ↔ H + + CO 3 -
Число стадий диссоциации кислоты — слабого электролита равно числу атомов водорода Н в его молекуле.
Диссоциация слабых электролитов многокислотных оснований на ионы происходит постепенно (ступенчато). При этом на каждой стадии диссоциации образуется 1 гидроксид-ион (ОН-).(видео урок)
Такие основания, как правило, содержат несколько групп ОН. Рассмотрим уравнение диссоциации основания — слабого электролита Mg (OH ) 2
Первая стадия диссоциации
Mg (OH ) 2 ↔ MgOH + + OH -
Число стадий диссоциации основания — слабого электролита равно числу групп ОН в его молекуле. (видео урок)
Уравнения диссоциации солей слабых электролитов на ионы записывают в одну стадию. При этом образуются положительно заряженные ИОНЫ металла и отрицательно заряженные ИОНЫ кислотного остатка. Рассмотрим уравнение диссоциации соли — слабого электролита Са 3 (РО 4) 2
Са 3 (РО 4) 2 ↔ 3Са 2+ + 2РО 4 3- (видео урок)
Реакции на опыты (видео урок)
1. Реакции ионного обмена, идущие с выделением газа
Na 2 CO 3 + 2HCl = CO 2 + H 2 O + 2NaCl
2. Реакции ионного обмена, идущие с образованием ярко-окрашенных солей
FeCl 3 + 3KNCS= Fe(NCS) 3 + 3KCl
BaCl 2 + K 2 CrO 4 = BaCrO 4 ↓+ 2KCl
NiSO 4 + 2NaOH = Ni(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4
CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4
3. Реакция нейтрализации
NaOH + HCl = NaCl + H 2 O
4. Изменение диссоциации электролитов при различных температурах
Все вещества делятся на 2 большие группы: электролиты инеэлектролиты .
Электролитами называются вещества (исключая металлы), растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся соединения, образованные ионными или ковалентными полярными связями. Это сложные вещества: соли, основания, кислоты, оксиды металлов (проводят электрический ток только в расплавах).
Неэлектролитами называются вещества, растворы или расплавы которых электрический ток не проводят. К ним относятся простые и сложные вещества, образованные малополярными или неполярными ковалентными связями.
Свойства растворов и расплавов электролитов впервые объяснил в конце XIXвека шведский учёный Сванте Аррениус. Им была создана специальнаятеория электролитической диссоциации , основные положения которой, доработанные и развитые другими учёными, в настоящее время формулируются следующим образом.
1. Молекулы (или формульные единицы) электролитов в растворах или расплавах распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы. Этот процесс называется электролитической диссоциацией. Общая сумма зарядов положительных ионов равна сумме зарядов отрицательных ионов, поэтому растворы или расплавы электролитов в целом остаются электронейтральными. Ионы могут быть какпростые , состоящие только из одного атома (Na + ,Cu 2+ ,Cl – ,S 2-), так исложные , состоящие из атомов нескольких элементов (SO 4 2– ,PO 4 3– ,NH 4 + , –).
Простые ионы по своим физическим, химическим и физиологическим свойствам существенно отличаются от нейтральных атомов, из которых они образовались. В первую очередь, ионы являются гораздо более устойчивыми частицами, чем нейтральные атомы, и могут существовать в растворах или расплавах неограничено долгое время, не вступая в необратимое взаимодействие с окружающей средой.
Такое различие в свойствах атомов и ионов одного и того же элемента объясняется разным электронным строением этих частиц.
Так, простые ионы s- иp-элементов находятся в более устойчивом состоянии, чем нейтральные атомы, потому что имеют завершённую электронную конфигурацию внешнего слоя, например:
Распад электролитов на ионы в расплавах осуществляется за счёт действия высоких температур, а в растворах за счёт действия молекул растворителя.
Особенностью ионных соединений является то, что в узлах их кристаллической решётки имеются уже готовые ионы и в процессе таких веществ растворения диполям растворителя (воды) остаётся только разрушить эту ионную решётку (рис. 18).
Вещества, образованные полярными ковалентными связями, переходят в раствор в виде отдельных молекул, которые, как и молекулы Н 2 О, представляют собой диполи, например:
+ –
В этом случае диполи Н 2 О, ориентируясь соответствующим образом вокруг растворенной молекулы электролита, вызывают в ней дальнейшую поляризацию ковалентной связи, а затем и её окончательный гетеролитический разрыв (рис. 29).
H–ClH + +Cl
Рис. 29. Схема электролитической диссоциации в растворе полярной молекулыHCl
Процесс электролитической диссоциации протекает одновременно с процессом растворения веществ, и поэтому в растворах все ионы находятся в гидратированном состоянии (окружены оболочками из молекул Н 2 О).
Однако для простоты в уравнениях химических реакций ионы изображаются без окружающих их гидратных оболочек: H + ,NO 3 – ,K + и т.д.
2. Ионы электролитов в растворе или расплаве за счёт теплового движения хаотически перемещаются по всем направлениям. Но если в раствор или расплав опустить электроды и пропустить электрический ток, то положительно заряженные ионы электролита начинают двигаться к отрицательно заряженному электроду – катоду (поэтому они иначе называются катионами ), а отрицательно заряженные ионы – к положительно заряженному электроду – аноду (поэтому они иначе называются анионами ).
Таким образом, электролиты являются проводниками второго рода. Они переносят электрический заряд за счёт направленного движения ионов. Металлы же являются проводниками первого рода, т.к. проводят электрический ток за счёт направленного движения электронов.
3. Процесс электролитической диссоциации обратим. Наряду с распадом молекул на ионы всегда протекает обратный процесс – соединение ионов в молекулы или ассоциация. Поэтому в уравнениях реакций электролитической диссоциации веществ вместо знака равенства «=» ставят знак обратимости «», например:
(1887) для объяснения свойств водных растворов электролитов. В дальнейшем она развивалась многими учеными на основе учения о строении атома и химической связи. Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям:
Схема растворения кристалла поваренной соли. Ионы натрия и хлора в растворе.
1. Электролиты при растворении в воде диссоциируют (распадаются) на ионы - положительно и отрицательно заряженные. («Ион» в переводе с греческого означает «странствующий». В растворе ионы беспорядочно движутся в различных направлениях.)
2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные движутся к катоду, отрицательно заряженные - к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые - анионами. Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженных электродами.
3. Диссоциация - обратимый процесс. Это означает, что наступает такое состояние равновесия, при котором сколько молекул распадается на ионы (диссоциация), столько их вновь образуется из ионов (ассоциация). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости.
Например:
KA ↔ K + + A − ,
где KA - молекула электролита, K + - катион, A − - анион.
Учение о химической связи помогает ответить на вопрос, почему электролиты диссоциируют на ионы. Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью, так как они уже состоят из ионов (см. Химическая связь). При их растворении диполи воды ориентируются вокруг положительного и отрицательного ионов. Между ионами и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, происходит переход ионов из кристалла в раствор. Аналогично диссоциируют и электролиты, молекулы которых образованы по типу ковалентной полярной связи. Диссоциация полярных молекул может быть полной или частичной - всё зависит от степени полярности связей. В обоих случаях (при диссоциации соединений с ионной и полярной связью) образуются гидратированные ионы, т. е. ионы, химически связанные с молекулами воды.
Основоположником такого взгляда на электролитическую диссоциацию был почетный академик И. А. Каблуков . В отличие от теории Аррениуса, не учитывавшей взаимодействия растворенного вещества с растворителем, И. А. Каблуков к объяснению электролитической диссоциации применил химическую теорию растворов Д. И. Менделеева. Он показал, что при растворении происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы . И. А. Каблуков полагал, что в водном растворе содержатся только гидратированные ионы. В настоящее время это представление общепринято. Итак, гидратация ионов - основная причина диссоциации. В других, неводных растворах электролитов химическая связь между частицами (молекулами, ионами) растворенного вещества и частицами растворителя называется сольватацией.
Гидратированные ионы имеют как постоянное, так и переменное число молекул воды. Гидрат постоянного состава образует ионы водорода Н + , удерживающие одну молекулу воды,- это гидратированный протон H + (H 2 O). В научной литературе его принято изображать формулой H 3 O + (или OH 3 +) и называть ионом гидроксония.
Поскольку электролитическая диссоциация - процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации (обозначается греческой буквой а). Степень диссоциации - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, n к общему числу растворенных молекул N:
Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1, или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Различные электролиты имеют различную степень диссоциации. С разбавлением раствора она увеличивается, а при добавлении одноименных ионов (одинаковых с ионами электролита) - уменьшается.
Однако для характеристики способности электролита диссоциировать на ионы степень диссоциации не очень удобная величина, так как она. зависит от концентрации электролита. Более общей характеристикой является константа диссоциации K. Ее легко вывести, применив закон действия масс к равновесию диссоциации электролита (1):
K = () / ,
где KA - равновесная концентрация электролита, и - равновесные концентрации его ионов (см. Равновесие химическое). K от концентрации не зависит. Она зависит от природы электролита, растворителя и температуры. Для слабых электролитов чем больше K (константа диссоциации), тем сильнее электролит, тем больше ионов в растворе.
Сильные электролиты констант диссоциации не имеют. Формально их можно вычислить, но они не будут постоянными при изменении концентрации.
Проводимость веществами электрического тока или отсутствие проводимости можно наблюдать с помощью простого прибора.
Он состоит из угольных стержней (электродов), присоединенных проводами к электрической сети. В цепь включена электрическая лампочка, которая показывает присутствие или отсутствие тока в цепи. Если опустить электроды в раствор сахара,то лампочка не загорается. Но она ярко загорится, если их опустить в раствор хлорида натрия.
Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и потому проводящие электрический ток, называются электролитами.
Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами.
К электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли.
К неэлектролитам относятся большинство органических соединений, а также вещества, в молекулах которых имеются только ковалентные неполярные или малополярные связи.
Электролиты - проводники второго рода. В растворе или расплаве они распадаются на ионы, благодаря чему и протекает ток. Очевидно, чем больше ионов в растворе, тем лучше он проводит электрический ток. Чистая вода электрический ток проводит очень плохо.
Различают сильные и слабые электролиты.
Сильные электролиты при растворении вводе полностью диссоциируют на ионы.
К ним относятся:
1) почти все соли;
2) многие минеральные кислоты, например Н 2 SO 4 , HNO 3 , НСl, HBr, HI, НМnО 4 , НСlО 3 , НСlО 4 ;
3) основания щелочных и щелочноземельных металлов.
Слабые электролиты при растворении в воде лишь частично диссоциируют на ионы.
К ним относятся:
1) почти все органические кислоты;
2) некоторые минеральные кислоты, например H 2 СО 3 , Н 2 S, НNO 2 , HClO, H 2 SiO 3 ;
3) многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов), а также NH 4 OH, который можно изображать как гидрат аммиака NH 3 ∙H 2 O.
К слабым электролитам относится вода.
Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.
Основные положения теории электролитической диссоциации.
Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется элекролитической диссоциацией.
Так, хлорид натрия NaСl при растворении в воде полностью распадается на ионы натрия Na + и хлорид-ионы Cl - .
Вода образует ионы водорода Н + и гидроксид-ионы ОН - лишь в очень незначительных количествах.
Для объяснения особенностей водных растворов электролитов шведским ученым С. Аррениусом в 1887 г. была предложена теория электролитической диссоциации. В дальнейшем она была развита многими учеными на основе учения о строении атомов и химической связи.
Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям:
1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы - положительные и отрицательные.
Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома - это простые ионы (Na + , Mg 2+ , Аl 3+ и т.д.) - или из нескольких атомов - это сложные ионы (NО 3 - , SO 2- 4 , РО З- 4 и т.д.).
2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные - к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые - анионами.
Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами.
3. Диссоциация - обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация).
Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости. Например, уравнение диссоциации молекулы электролита КA на катион К + и анион А - в общем виде записывается так:
КА ↔ K + + A -
Теория электролитической диссоциации является одной из основных теорий в неорганической химии и полностью согласуется с атомно-молекулярным учением и теорией строения атома.
Степень диссоциации.
Одним из важнейших понятий теории электролитической диссоциации Аррениуса является понятие о степени диссоциации.
Степенью диссоциации (а) называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n"), к общему числу растворенных молекул (n):
Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1 или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Если же α = 20%, то это означает, что из 100 молекул данного электролита 20 распалось на ионы.
Различные электролиты имеют различную степень диссоциации. Опыт показывает, что она зависит от концентрации электролита и от температуры. С уменьшением концентрации электролита, т.е. при разбавлении его водой, степень диссоциации всегда увеличивается. Как правило, увеличивает степень диссоциации и повышение температуры. По степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые.
Рассмотрим смещение равновесия, устанавливающегося между недиссоциированными молекулами и ионами при электролитической диссоциации слабого электролита - уксусной кислоты:
СН 3 СООН ↔ СН 3 СОO - + Н +
При разбавлении раствора уксусной кислоты водой равновесие сместится в сторону образования ионов, - степень диссоциации кислоты возрастает. Наоборот, при упаривании раствора равновесие смещается в сторону образования молекул кислоты - степень диссоциации уменьшается.
Из этого выражения очевидно, что α может изменяться от 0 (диссоциации нет) до 1 (полная диссоциация). Степень диссоциации часто выражают в процентах. Степень диссоциации электролита может быть определена только экспериментальным путем, например по измерению температуры замерзания раствора, по электропроводности раствора и т. д.
Механизм диссоциации
Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью. Как известно, эти вещества состоят из ионов. При их растворении диполи воды ориентируются вокруг положительного и отрицательного ионов. Между ионами и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, происходит переход ионов из кристалла в раствор. При этом образуются гидратированные ионы, т.е. ионы, химически связанные с молекулами воды.
Аналогично диссоциируют и электролиты, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи (полярные молекулы). Вокруг каждой полярной молекулы вещества также ориентируются диполи воды, которые своими отрицательными полюсами притягиваются к положительному полюсу молекулы, а положительными полюсами - к отрицательному полюсу. В результате этого взаимодействия связующее электронное облако (электронная пара) полностью смещается к атому с большей электроотрицательностью, полярная молекула превращается в ионную и затем легко образуются гидратированные ионы:
Диссоциация полярных молекул может быть полной или частичной.
Таким образом, электролитами являются соединения с ионной или полярной связью - соли, кислоты и основания. И диссоциировать на ионы они могут в полярных растворителях.
Константа диссоциации.
Константа диссоциации. Более точной характеристикой диссоциации электролита является константа диссоциации, которая от концентрации раствора не зависит.
Выражение для константы диссоциации можно получить, если записать уравнение реакции диссоциации электролита АК в общем виде:
A K → A - + K + .
Поскольку диссоциация является обратимым равновесным процессом, то к этой реакции применим закон действующих масс, и можно определить константу равновесия как:
где К - константа диссоциации, которая зависит от температуры и природы электролита и растворителя, но не зависит от концентрации электролита.
Диапазон констант равновесия для разных реакций очень большой - от 10 -16 до 10 15 . Например, высокое значение К для реакции
означает, что если в раствор, содержащий ионы серебра Ag + ,внести металлическую медь, то в момент достижения равновесия концентрация ионов меди намного больше, чем квадрат концентрации ионов серебра 2 . Напротив, низкое значение К в реакции
говорит о том, что к моменту достижения равновесия растворилось ничтожно малое количество иодида серебра AgI.
Обратите особое внимание на форму записи выражений для константы равновесия. Если концентрации некоторых реагентов существенно не изменяются в процессе реакции, то они не записываются в выражение для константы равновесия (такие константы обозначаются К 1).
Так, для реакции меди с серебром неправильным будет выражение:
Правильной будет следующая форма записи:
Это объясняется тем, что концентрации металлических меди и серебра введены в константу равновесия. Концентрации меди и серебра определяются их плотностью и не могут быть изменены. Поэтому эти концентрации нет смысла учитывать при расчете константы равновесия.
Аналогично объясняются выражения констант равновесия при растворении AgCl и AgI
Произведение растворимости. Константы диссоциации малорастворимых солей и гидроксидов металлов называются произведением растворимости соответствующих веществ (обозначается ПР).
Для реакции диссоциации воды
выражение константы будет:
Объясняется это тем, что концентрация воды во время реакций в водных растворах изменяется очень незначительно. Поэтому принимается, что концентрация [Н 2 О] остается постоянной и вводится в константу равновесия.
Кислоты, основания и соли с позиций электролитической диссоциации.
С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.
Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода.
Например:
НCl ↔ Н + + С l - ;
СН 3 СООН ↔ Н + + СН 3 СОО -
Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени - по третьей. Поэтому в водном растворе, например, фосфорной кислоты наряду с молекулами Н 3 РО 4 имеются ионы (в последовательно уменьшающихся количествах) Н 2 РО 2- 4 , НРО 2- 4 и РО 3- 4
Н 3 РО 4 ↔ Н + + Н 2 РО - 4 (первая ступень)
Н 2 РО - 4 ↔ Н + + НРO 2- 4 (вторая ступень)
НРО 2- 4 ↔ Н+ PО З- 4 (третья ступень)
Основностъ кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации.
Так, НCl, HNO 3 - одноосновные кислоты - образуется один катион водорода;
Н 2 S, Н 2 СО 3 , Н 2 SO 4 - двухосновные,
Н 3 РО 4 , Н 3 АsО 4 - трехосновные, так как образуются соответственно два и три катиона водорода.
Из четырех атомов водорода, содержащихся в молекуле уксусной кислоты СН 3 СООН, только один, входящий в карбоксильную группу - СООН, способен отщепляться в виде катиона Н + , - уксусная кислота одноосновная.
Двух - и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато (постепенно).
Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы.
Например:
KOH ↔ K + + OH - ;
NH 4 OH ↔ NH + 4 + OH -
Основания,растворимые в воде называются щелочами. Их немного. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaОН, КОН, RbОН, СsОН, FrОН и Са(ОН) 2 , Sr(ОН) 2 , Ва(ОН) 2 , Rа(ОН) 2 , а также NН 4 ОН. Большинство оснований в воде малорастворимо.
Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп (гидроксогрупп). Например, NН 4 ОН - однокислотное основание, Са(ОН) 2 - двухкислотное, Fе(ОН) 3 - трехкислотное и т. д. Двух- и многокислотные основания диссоциируют ступенчато
Ca(ОН) 2 ↔ Са(ОН) + + OH - (первая ступень)
Ca(OH) + ↔ Ca 2+ + OH - (вторая ступень)
Однако имеются электролиты, которые при диссоциации одновременно образуют катионы водорода, и гидроксид - ионы. Эти электролиты называются амфотерными или амфолитами. К ним относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома и ряд других веществ. Вода, например, диссоциирует на ионы Н + и ОН - (в незначительных количествах):
Н 2 O ↔ Н + + ОН -
Следовательно, у нее в равной мере выражены и кислотные свойства, обусловленные наличием катионов водорода Н + , и щелочные свойства, обусловленные наличием ионов ОН - .
Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn(ОН) 2 можно выразить уравнением
2ОН - + Zn 2+ + 2Н 2 О ↔ Zn(ОН) 2 + 2Н 2 О ↔ 2- + 2Н +
Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов а также катион аммония (NH 4) и анионы кислотных остатков
Например:
(NH 4) 2 SO 4 ↔ 2NH + 4 + SO 2- 4 ;
Na 3 PO 4 ↔ 3Na + + PO 3- 4
Так диссоциируют средние соли. Кислые же и основные соли диссоциируют ступенчато. У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода. Например:
KHSO 4 ↔ K + + HSO - 4
HSO - 4 ↔ H + + SO 2- 4
У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы.
Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH) + + Cl -