Главная Обратная связь

Дисциплины:

Архитектура (936)
Биология (6393)
География (744)
История (25)
Компьютеры (1497)
Кулинария (2184)
Культура (3938)
Литература (5778)
Математика (5918)
Медицина (9278)
Механика (2776)
Образование (13883)
Политика (26404)
Правоведение (321)
Психология (56518)
Религия (1833)
Социология (23400)
Спорт (2350)
Строительство (17942)
Технология (5741)
Транспорт (14634)
Физика (1043)
Философия (440)
Финансы (17336)
Химия (4931)
Экология (6055)
Экономика (9200)
Электроника (7621)






Теорія електролітичної дисоціації



За здатністю проводити електричний струм у водних розчинах речо-вини діляться на електроліти і неелектроліти. Речовини, розчини яких здатні проводити електричний струм, називають електролітами. До елек-тролітів належать розчини кислот, лугів, солей. Солі і луги проводять електричний струм не лише в розчиненому стані, але і в розплавленому. Речовини, розчини яких не проводять електричний струм, називають не-електролітами. До неелектролітів належить багато органічних речовин: спирти, цукор, бензол, деякі органічні кислоти.

Процес розпаду електролітів на іони під дією полярних молекул роз-чинника (або під час розплавлення) називається електролітичною дисо-ціацією.

До 80-х років XIX століття більшість вчених вважали, що іони з’яв-ляються у розчинах електролітів внаслідок проходження крізь них елек-тричного струму. Можливість появи та незалежного існування іонів у розчинах пояснює теорія електролітичної дисоціації, сформульована шведським вченим С. Арреніусом (1887). Суть теорії електролітичної ди-соціації полягає у наступному.

1. Електроліти при розчиненні в розчиннику розпадаються (дисоцію-ють) на позитивні і негативні іони.

2. Під дією електричного струму позитивно заряджені іони рухаються до негативно зарядженого електрода – катода, негативно заряджені – до позитивно зарядженого електрода – анода. Тому перші називають каті-онами, другі – аніонами.

3. Дисоціація – процес зворотний, оскільки одночасно відбувається процес розпаду молекул або кристалів на іони (дисоціація) та зворотний процес сполучення іонів у молекули – асоціація або моляризація іонів.

Тому в рівняннях дисоціації слабких електролітів записують знак обо-ротності. Наприклад, рівняння дисоціації молекули слабкого електроліту КА на катіон К+ і аніон А- має вигляд:

К+А- К+ + А-.

Основні положення теорії електролітичної дисоціації були сформульо-вані в той час, коли ще не існувало теорії будови атома, коли вчені іще не встановили внутрішню будову речовин. Арреніус зміг пояснити багато явищ, пов’язаних із властивостями розчинів електролітів, але не врахову-вав взаємодію між молекулами розчиненої речовини і розчинника. Тому ця теорія не охоплює складних процесів хімізму розчинення, які розгляда-лись у гідратній теорії Д.І. Менделєєва. Ці уявлення стосовно розчинів електролітів були розвинуті І.О. Каблуковим. Він показав, що дисоціація молекул залежить від хімічної природи розчинника і відбувається не са-мовільно, а саме під дією молекул розчинника.



Пояснюючи роль розчинника в процесі іонізації, І.О. Каблуков ско-ристався гідратною теорією Д.І. Менделєєва, що передбачала хімічну взаємодію між розчиненою речовиною і розчинником. При цьому він при-пускав, що гідратації (сольватації) можуть підлягати не лише молекули, але й іони.

Вплив розчинника на процес електролітичної дисоціації можна розгля-нути на прикладі розчину натрій хлориду. Коли кристал солі потрапляє у воду, то розміщені на його поверхні іони притягають до себе полярні мо-лекули води (іон-дипольна взаємодія). До іонів натрію молекули води при-тягаються своїми негативними полюсами, а до хлорид-іонів – позитивни-ми (рис. 40). Якщо іони притягають до себе молекули води, то і молекули води з такою ж самою силою притягають до себе іони. Разом з тим при-тягнуті молекули води зазнають поштовхів з боку інших молекул, що перебувають у русі. Цих поштовхів разом з тепловими коливаннями іонів у

Рис. 40. Схема електролітичної дисоціації

натрій хлориду у водному розчині

кристалі виявляється досить для відокремлення іонів від кристала і пере-ходу їх у розчин. За першим шаром іонів у розчин переходить наступний шар, і таким чином відбувається поступове розчинення кристала.

Інакше відбувається дисоціація полярних молекул (рис. 41). Молекули води, що притяглися до кінців полярної молекули (диполь-дипольна вза-ємодія), спричиняють розходження її полюсів і поляризують молекулу.

а б в г

Рис. 41. Схема електролітичної дисоціації полярної моле-кули під впливом розчинника: а – полярна молекула на по-чатку гідратації; б – перехід полярної структури в іонну під впливом діполів води; в – гідратований катіон; г – гідрато-ваний аніон

Така поляризація в поєднанні з коливальним тепловим рухом атомів у розглянутій молекулі, а також із безперервним тепловим рухом молекул води, що оточують її, призводить до розпадання полярної молекули на іони. Як і у разі розчинення іонного кристала, ці іони гідратуються. Дисо-ціацію полярних молекул можна виразити рівнянням:



КА + хН2О К+2О)k+ A-2О)a.

Електроліти різною мірою дисоціюють на іони. Кількісною характерис-тикою повноти перебігу електролітичної дисоціації є значення ступеня дисоціації (a) і константи дисоціації(Кдис.) електроліту (Додаток 5).

Ступінь дисоціації(a) - це відношення числа молекул електроліту, що розпалися на іони (Сдис.), до його загальної концентрації у розчині (Сзаг.).

a = , (128)

наприклад, якщо із 1000 молекул 200 розпалось на іони, тоді a = 200/1000 = 0,2 або у відсотках 0,2 ´ 100 = 20 %.

Ступінь дисоціації електроліту виражають у відсотках або в частках одиниці. Наприклад, ступінь дисоціації 0,1М розчину CH3COOH становить 1,36% або 0,0136.

За величиною ступеня дисоціації 0,01-0,1 н. розчинів усі електроліти поділяють на сильні, середньої сили та слабкі.

До сильних електролітів належать речовини, які у розчині дисо- ціюють практично повністю. Ступінь їх дисоціації має значення понад 30% (a > 30%). Це більшість солей, кислоти HCl, HNO3, H2SO4, HClO4, HBr, HJ та інші, луги (гідроксиди лужних і лужноземельних металів) NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 та ін.

Слабкі електроліти у розчинах дисоціюють частково. Ступінь їх ди-соціації має значення менше, ніж 3% (a < 3%). До них належать більшість органічних кислот, неорганічні кислоти H2S, H2SO3, H2SiO3, H2СO3, HNO2, HCN та ін., нерозчинні у воді гідроксиди металів, амоній гідроксид, вода.

Значення ступеня дисоціації електролітів середньої сили більші 3%, але менші 30% (3% < a < 30%). До них належать H2SO3, H3PO4, HF, Mg(OH)2 та ін., але їх здебільшого відносять до слабких електролітів.

Ступінь дисоціації електроліту визначають експериментально вимірю-ванням, наприклад, електричної провідності розчинів різної концентрації.

Кислоти - це електроліти, які під час дисоціації утворюють катіони гідрогену (інших катіонів не утворюють).

Наприклад: HNO3 H+ + NO ;

3СООН H+ + CН3СОО- .

Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто:

H2SO4 H+ + HSO І ступінь

HSO H+ + SO ІІ ступінь

H2SO4 2H+ + SO повна дисоціація;

H3PO4 H+ + H2PO І ступінь;

H2PO H+ + HPO ІІ ступінь;

HPO H+ + PO III ступінь.

Дисоціація багатоосновних кислот відбувається, головним чином, за першим ступенем, меншою мірою за другим і лише незначною мірою - за третім. Тому у водному розчині, наприклад, фосфатної кислоти поряд з молекулами H3PO4 присутні іони H2PO , HPO , PO (у кількостях, що послідовно зменшуються).

Загальні властивості кислот (кислий смак, дія на індикатори, взаємодія з основами та основними оксидами та ін.) обумовлені гідроген-іонами. Концентрація гідроген-іонів є кількісною мірою кислотності середовища.

Основи - це електроліти, які під час дисоціації утворюють аніони гід-роксид-іону ОН- (інших негативних іонів не утворюють).

Наприклад: NaOH Na+ + OH­-,

KOH K+ + OH-.

Багатокислотні основи дисоціюють ступінчасто:

Ba(OH)2 BaOH+ + OH- І ступінь

BaOH+ Ba2+ + OH- ІІ ступінь

Повна дисоціація:

Ba(OH)2 Ba2+ + 2OH- .

Загальні властивості основ (взаємодія з кислотами та кислотними окси-дами та ін.) обумовлені гідроксид-іонами. Розчинні у воді основи (луги) характеризуються такими загальними властивостями: їх розчини милкі, однаково змінюють колір індикаторів, роз’їдають тваринні та рослинні тканини. Концентрація гідроксид-іонів є кількісною мірою лужності сере-довища.

Солі - це електроліти, які під час дисоціації утворюють катіони металів (або катіон амонію NH4+) та аніони кислотних залишків.

Середні солі практично повністю дисоціюють на іони за одним сту-пенем:

KCl K+ + Cl-;

(NH4)2SO4 2NH4+ + SO ;

3РО4 3Nа+ + РО ;

Сa(NO3)2 Сa2+ + 2NO ;

Fe2(SO4)3 2Fe3+ + 3SO .

Кислі та основні солі дисоціюють ступінчасто:

NаHСO3 + + HСO І ступінь;

HСO H+ + СO ІІ ступінь.

FeOHCl2 FeOH2+ + 2Cl- І ступінь;

FeOH2+ Fe3+ + OH- ІІ ступінь.

Саме тому в розчинах кислих солей, крім катіонів металів, можуть міс-титися гідроген-іони H+ , а в розчинах основних солей, крім аніонів кис-лотних залишків - гідроксид-іони OH-.

Кислі та основні солі є сильними електролітами лише за першим сту-пенем дисоціації.

Крім кислот і основ, існують інші електроліти, здатні дисоціювати з утворенням катіонів Гідрогену і гідроксид-іонів. Ці електроліти назива-ються амфотерними електролітами,або амфолітами.

До них належать амфотерні гідроксиди: Zn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3, інші. Це слабкі електроліти, які в залежності від умов виявляють властивості як слабких кислот, так і слабких основ. Тобто під час їх дисоціації утворюються як іони гідрогену, так і гідроксид-іони.

В загальному випадку кислоти і основи можна подати як такі, що від-повідають формулі: R - O - H.

Якщо сила зв’язку між R-O міцніша, ніж між O-H , то відщеплюватись буде гідроген-іон і дисоціація пройде за кислотним типом:

R – O - H R - O- + H+.

Якщо зв’язок між Гідрогеном та Оксигеном у О-Н міцніший, ніж між R-O , то дисоціація йде за основним типом:

R – O - H R+ + OH-.

В амфотерних гідроксидах зв’язки у молекулі рівноцінні і їх розчини одночасно містять і гідроген-іони і гідроксид-іони, тобто дисоціація йде і за кислотним і за основним типами. Саме тому вони реагують і з кис-лотами і з основами.

У загальному вигляді дисоціацію молекули амфотерного електроліту можна подати такою схемою:

ROH

(осад)

¯­

H+ + RO- ROH R+ + OH-

Дисоціація за типом (розчин) Дисоціація за типом

кислоти основи

Наприклад, процес дисоціації амфотерного цинк гідроксиду (тієї кіль-кості його, що розчинилася) можна подати такими рівняннями дисоціації:

а) по типу основ:

Zn(OH)2 ZnOH+ + OH-;

ZnOH+ Zn2+ + OH-;

б) по типу кислот:

H2ZnO2 H+ + HZnO ;

HZnO H+ + ZnO .

Іонні рівняння реакцій

При взаємодії електролітів з’єднуються лише протилежно заряджені іони. Якщо при цьому утворюється нова речовина у вигляді осаду, газу, слабкого електроліту чи комплексного іона, то такі реакції можна вважати необоротними. Такі реакції називаються іонними реакціями, а рівняння цих реакцій - іонними рівняннями.

В іонних рівняннях осад (Додаток 4), газ чи слабкий електроліт завжди записують у молекулярній формі.

Численні іонообмінні реакції в розчинах електролітів, які перебігають необоротно, можна розбити на чотири типи:


Эта страница нарушает авторские права

allrefrs.ru - 2019 год. Все права принадлежат их авторам!