Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Ионные уравнения реакций



Скачать 136.25 Kb.
Дата24.10.2014
Размер136.25 Kb.
ТипДокументы
Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Ионные уравнения реакций.

В конце 19 века учеными был проявлен интерес к растворам. К тому времени были хорошо изучены различные электрические явления, раскрыта природа электрического тока. Оказалось, что электропроводностью могут обладать не только металлы (проводники), но и соли в расплавленном состоянии, многие водные и неводные растворы (электролиты). Металлы относят к проводникам первого рода. Их электропроводность обеспечивается наличием в кристаллической решетке обобществленных электронов, которые перемещаются в электрическом поле (электронная электропроводность). Электролиты - проводники второго рода. В растворе или расплаве они распадаются на ионы, благодаря чему и протекает ток (ионная электропроводность). Очевидно, чем больше ионов в растворе, тем лучше он проводит электрический ток. Чистая вода электрический ток проводит очень плохо. Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется элекролитической диссоциацией.



  • 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.  

Это 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 или просто в дистиллированную воду, то лампочка не загорается. Но она ярко загорится, если их опустить в раст­вор, содержащий соли (электролит).

К электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли, к неэлектролитам - большинство органических соединений, а также вещества, в молекулах которых имеются только ковалентные неполярные или малополярные связи.



Теория электролитической диссоциации

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, еще до включения электрического тока, распадаются (диссоциируют) на ионы (заряженные частицы) – положительные и отрицательные. Раствор или расплав в целом остается электронейтральным. Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома - это простые ионы (Na+, Mg2+, Аl3+ и т.д.) - или из нескольких атомов - это сложные ионы (NО3-, SO2-4, РОЗ-4и т.д.).



2.  В растворе или расплаве ионы беспорядочно движутся («странствуют», отсюда и название частиц). 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.

Аррениус Сванте Август

Шведский физикохимик, член Королевской шведской АН (с 1901 г.). Родился в имении Вейк (близ Упсалы). Окончил Упсальский университет (1878 г.). В 1881-1883 гг. совершенствовал образование в Физическом институте Королевской шведской АН в Стокгольме. В 1884-1885 гг. работал в Упсальском университете. С 1886 г. находился в научной командировке за границей: в 1886 работал в Рижском политехническом институте в лаборатории В. Ф. Оствальда, в 1886- 1887 гг. - в университетах Вюрцбурга и Граца, в 1888 г. - в Амстердамском университете в лаборатории Я. X. Вант-Гоффа, в 1889 г. - снова в университете Граца. С 1891 г. - в Стокгольмском университете (с 1895 г. - профессор, с 1897 г. - ректор). В 1905 - 1927 гг. - директор Нобелевского института в Стокгольме. Один из основоположников физической химии.

Основные научные работы посвящены учению о растворах и кинетике химических реакций. На основании своих исследований (1882-1883 гг.), свидетельствовавших об увеличении электропроводности и активности растворов при их разбавлении, сформулировал (1884 г.) вывод о самопроизвольном распаде молекул солей в растворе на заряженные частицы - ионы, то есть высказал идею об электролитической диссоциации. Затем осуществил (1884-1886 гг.) новый цикл работ по изучению зависимости между химическими свойствами растворов электролитов и их проводимостью и выступил (1887 г.) с всесторонне обоснованной теорией электролитической диссоциации, согласно которой активность и степень диссоциации электролитов на ионы падают с ростом концентрации их растворов. Объяснил (1887 г.) физический смысл поправочного коэффициента i, введенного Вант-Гоффом для корреляции экспериментальных и теоретических величин осмотического давления, связав значения этого коэффициента со степенью диссоциации растворенного вещества. Создал учение об изогидричности, разработал теорию гидролиза солей. Установил экзотермический характер большинства процессов диссоциации электролитов и зависимость скорости и полноты протекания этих процессов от температуры. Впервые объяснил (1889 г.) сущность температурной зависимости скорости реакций, выдвинув представления об активных, обладающих избыточной энергией и способных вступать в химическое взаимодействие молекулах, число которых экспоненциально возрастает с ростом температуры. Ввел понятие энергии активации и вывел уравнение зависимости константы скорости реакции от фактора частоты столкновения молекул, температуры и энергии активации, ставшее одним из основных в химической кинетике (уравнение Аррениуса). Ряд работ посвятил эволюционной астрофизике.

Член многих академий наук и научных обществ. Иностранный чл.-кор. Петербургской АН (с 1903 г.). Почетный член АН СССР (с 1926 г.). Нобелевская премия (1903 г.).

Существенным является вопрос о механизме электролити­ческой диссоциации. Аррениус не смог объяснить, почему отличаются свойства ионов и атомов, их образующих; откуда берется энергия, необходимая для разрыва химической связи при образовании ионов. А энергия эта немалая. Если, например, взять 1 моль поваренной соли, и «разбросать» его на ионы, то потребуется 800 кДж энергии. Для 1 моль хлороводорода подобная операция потребует 1377 кДж. Такая большая энергия необходима для того, чтобы преодолеть кулоновское притяжение между разноименно заряженными ионами в кристаллах или молекулах электролита. Величина этого притяжения весьма внушительная. Опыт показывает, что лишь при нагревании до 6000ºС большинство молекул хлороводорода распадается на атомы водорода и хлора. Но только на атомы. А чтобы из них получились ионы, нужна еще более высокая температура. Поэтому встретили теорию Аррениуса по-разному: одни ученые с воодушевлением, другие – в штыки. Это понятно: теория имела много плюсов, а еще больше минусов. Дело в том, что Аррениус рассматривал растворитель (воду) как инертную среду, не вступающую во взаимодействие с ионами. Причем инертность среды он подчеркивал особо.

Великий русский химик Д.И. Менделеев создал химическую теорию растворов, которую он обосновал многочисленными экспериментальными данными, изложенными в его книге «Исследова­ния водных растворов по их удельному весу», вышедшей в 1887 г. «Растворы суть химические соединения, определяемые силами, дейст­вующими между растворителем и растворенным веществом», - писал он в этой книге. Теперь известна природа этих сил. Сольваты (гидра­ты) образуются за счет донорно-акцепторного, ион-дипольного взаимо­действий, за счет водородных связей, а также дисперсионного взаимодействия (в случае растворов родственных веществ, например бензола и толуола). Особенно склонны к гидратации (соединению с водой) ионы. Ионы присоединяют полярные молекулы воды, в результате образуются гидратированные ионы; поэтому, например, в растворе ион меди (II) голубой, в безводном сульфате меди он бесцветный. Многие из таких соединений непрочны и легко разлагаются при выделении их в свободном виде, однако в ряде случаев образуются прочные соединения, которые можно легко выделить из раствора кристаллиза­цией. При этом выпадают кристаллы, содержащие молекулы воды. Благодаря теории растворов Менделеева, современный химик, взяв в руки справочник, легко установит, что для диссоциации 1 моль хлороводорода нужна энергия 1377 кДж. Но при гидратации ионов водорода выделится 1130 кДж/моль, а при гидратации ионов хлора – 322 кДж/моль. Итого выделится 1462 кДж. Эта энергия легко «покроет» расход энергии на диссоциацию, а оставшаяся энергия выделится в окружающую среду (раствор немного нагреется). Именно поэтому при растворении многих веществ наблюдается разогревание растворов.

Таким образом, к концу 19 века сложилась интересная ситуация. Ионная теория Аррениуса утверждала, что при растворении веществ в воде идет распад веществ на ионы. Менделеев же при помощи опытов доказывал, что при растворении веществ в воде происходит объединение растворенного вещества с растворителем. На первый взгляд теории противоречили друг другу. По этой причине Аррениус считал гидратную теорию ошибочной, а Менделеев был яростным противником теории диссоциации.

Объединил эти две теории русский химик И.А. Каблуков. Он доказал, что растворение электролитов в воде сопровождается их диссоциацией, но образовавшиеся ионы тут же подвергаются 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 в кристаллической решетке (1). Между ионами и диполями воды возникают силы взаимного притяжения (2). 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 (3).



1 2 3

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 (1). В результате этого взаимодействия связующее электронное облако (электронная пара) полностью смеща­ется к атому с большей электроотрицательностью, полярная молекула превращается в ионную (2) и затем легко образуются гидратированные ионы (3). Диссоциация полярных молекул может быть полной или частичной.

1 2 3

Таким образом, электролитами являются соединения с ионной или полярной связью - соли, кислоты и основания. И диссоциировать на ионы они могут в полярных растворителях. 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- , но лишь в очень незначительных количествах.

Различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. К ним относятся:

1) почти все соли;                                                                  

2) многие минеральные кислоты, например Н2SO4, HNO3, НСl, HBr, HI, НМnО4, НСlО3,  НСlО4;

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 H2СО3, Н2S, НNO2, HClO, H2SiO3, H2SO3;

3) многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов), а также NH4OH, который можно изобра­жать как гидрат аммиака NH3∙H2O.

4) к слабым электролитам относится вода.


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 альфа α). Степень диссоциации - это отношение числа распавшихся на ионы моле­кул 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 и делят на сильные и слабые.

Рассмотрим смещение равновесия,  устанавливающегося между недиссоциированными молекулами и ионами при электролитической диссоциации слабого электролита - уксусной кислоты: 

СН3СООН СНзСОO-+ 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.



Реакции ионного обмена

Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Они называются ионными реакциями, а уравнения этих реакций - ионными уравнениями. Они проще уравнений реакций, записанных в молекулярной форме, и имеют более общий характер.

При составлении ионных уравнений реакций следует руководство­ваться тем, что вещества малодиссоциированные, малорастворимые (выпадающие в осадок) и газообразные записываются в молекулярной форме. Знак , стоящий при формуле вещества, обозначает, что это вещество уходит из сферы реакции в виде осадка, знак обозначает, что вещество удаляется из сферы реакции в виде газа. Сильные электролиты, как полностью диссоциированные, записывают в виде ионов. Сумма электрических зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой части. Для закрепления этих положений рассмотрим два примера.

Пример 1. Напишите уравнения реакций между растворами хлорида железа (III) и гидроксида натрия в молекулярной и ионной формах.

Разобьем решение задачи на четыре этапа.



1. Запишем уравнение реакции в молекулярной форме:

FeCl3+ 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl

2. Перепишем это уравнение, изобразив диссоциирующие вещества в виде ионов, а малодиссоциирующие – в виде молекул:

FeЗ+ + 3Cl- + 3Nа+ + 3ОН- = Fе(ОН)3↓ + 3Nа+ + 3Cl-

Это ионное уравнение реакции.



3.  Исключим из обеих частей ионного уравнения одинаковые ионы, т.е. ионы, не участвующие в реакции (они подчеркнуты):

Fe3+ + 3Cl- + 3Na- + 3ОН- = Fе(ОН)3↓ + 3Na++ 3Cl-.

4. Запишем уравнение реакции в окончательном виде:

Fe3+ + 3ОН- = Fe(OH)3

Это сокращенное ионное уравнение реакции. Как видно из этого уравнения, сущность реакции сводится к взаимодействию ионов Fe3+ и ОН-, в результате чего образуется осадок Fе(ОН)3. При этом вовсе не имеет значения, в состав каких электролитов входили эти ионы до их взаимодействия.



Пример 2. Напишите уравнения реакций между растворами хлорида калия и нитрата натрия.

Так как продукты взаимодействия хорошо растворимы в воде и не уходят из сферы реакции, то данная реакция обратима.

Как и в примере 1, записываем по этапам:


  1. KCl + NaNO3  KNO3 + NaCl

  2. K++ Cl -+Na++NO-3 K++NO-3+Na++Cl-

Уравнения для следующих этапов написать нельзя, так как с точки зрения теории электролитической диссоциации реакция не происходит. Однако если выпаривать этот раствор, то будут возникать новые химические связи между ионами и получится смесь четырех солей: КСl, NаNО3, NaСl, КNO3.

Ионными уравнениями могут быть изображены любые реакции, протекающие в растворах между электролитами. Если при таких реак­циях не происходит изменения зарядов ионов (не изменяется степень окисления), то они называются ионообменными.

Реакции ионного обмена протекают до конца в следующих случаях:


  1. Если в ходе реакции происходит образование малодиссоцииирующего вещества (вода, нерастворимое или малорастворимое вещество в виде осадка)

  2. Если в ходе реакции выделяется газообразное вещество

  3. Если продуктом реакции является слабый электролит или комплексное соединение.

Дело в том, что в данных случаях часть ионов связывается и уходит из сферы реакции.

Пример реакции с выпадением осадка:



Пример реакции с выделением газа:



Образование воды:





Образованием слабой кислоты можно объяснить возможность протекания реакции между фторидом и серной кислотой в водном растворе (аналогичная реакция с хлоридом возможна только между кристаллической солью и концентрированной кислотой):

2NaF+ H2 SO4 = Na2SO4 + 2HF

F-+H+=HF

Пример появления комплексного соединения:

AgNO3+ 2NH3 = [Ag (N H4)2] NO3

Ag++ 2NH3 = [Ag (N H4)2] +

Следует иметь в виду, что реакции двойного обмена между солями с образованием осадков протекают во всех случаях, когда растворимость реагентов выше, чем растворимость одного из продуктов. При заданном катионе, например Pb2+, осадок PbSO4 можно получить не только по реакции между хорошо растворимыми реагентами:



Pb(NO3)2+ Na2 SO4 = PbSO4 + 2NaNO3

но и при наличии одного малорастворимого реагента:



PbI2+ MgSO4 = PbSO4 + MgI2

Однако реакции протекать не будут, и осадок не выпадает, если один из подобранных реагентов - практически нерастворимое вещество, как и сам сульфат свинца (II):



Pb(OH)2+ Na2 SO4

Для получения осадка малорастворимого вещества, например PbCl2 ,всегда надо подбирать хорошо растворимые реагенты:



Pb(NO3)2+ 2NaCl = PbCl2 + 2NaNO3

Указанное правило подбора реагентов для реакций осаждения справедливо для солей, а сравнение растворимости – только для солей одного и того же катиона. Данное правило не относится к реакциям нейтрализации; например, осадок PbSO4 выпадает при обработке Pb(OH)2 серной кислотой:



Pb(OH)2+ H2 SO4 = PbSO4↓+2H2O

Похожие:

Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Ионные уравнения реакций iconУрок изучения и первичного закрепления знаний. Урок 8класс Тема урока: Электролитическая диссоциация
Цель урока: Сформировать понятия «электролиты» и «неэлектролиты», рассмотреть механизм электролитической диссоциации, роль воды в...
Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Ионные уравнения реакций iconЗадание а 22 (егэ 2012 г) Электролитическая диссоциация электролитов в водных растворах. Сильные и слабые электролиты
Электрический ток не проводят водные растворы: 1 хлорида калия и гидроксида кальция, 2 этанола и хлороводорода, 3 пропанола и ацетона,...
Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Ионные уравнения реакций icon«Электролитическая диссоциация»
Знать основные понятия: электролитическая диссоциация, электролиты, ионы, катионы и анионы
Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Ионные уравнения реакций iconЭлектролитическая диссоциация
Ввести понятие «степень электролитической диссоциации» и рассмотреть классификацию электролитов
Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Ионные уравнения реакций iconЭлектролитическая диссоциация химических веществ
Организовать деятельность учащихся по восприятию, осмыслению, первичному запоминанию таких понятий как: электролит, электролитическая...
Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Ионные уравнения реакций icon«Электролитическая диссоциация». Вариант 1 Задание№1. «Закончи предложение одним словом»
Карточки-задания для проверки знаний по теме «Электролитическая диссоциация»
Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Ионные уравнения реакций iconТеория электролитической диссоциации (тэд)
Электролитическая диссоциация (ЭД) ― процесс распада молекул электролита на ионы при его растворении в воде или расплавлении. Теория...
Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Ионные уравнения реакций iconУрок по теме «Электролитическая диссоциация. Электролиты и неэлектролиты»
Объяснить учащимся, что такое электропроводимость, электронная и ионная электропроводимость
Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Ионные уравнения реакций iconЭлектролитическая диссоциация Основные положения
Все вещества по способности проводить электрический ток в растворе или в расплаве можно подразделить на две группы: электролиты и...
Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Ионные уравнения реакций icon1. Что такое аналитические реакции? Перечислите требования к ним
Как математически выражается степень электролитической диссоциации и какие факторы на нее влияют? Как классифицируются электролиты...
Разместите кнопку на своём сайте:
ru.convdocs.org


База данных защищена авторским правом ©ru.convdocs.org 2016
обратиться к администрации
ru.convdocs.org