Всего на сайте:
236 тыс. 713 статей

Главная | Химия

Теория элекролитической диссоциации. Физическая теория Аррениуса, химическая Менделеева и современный взгляд на диссоциацию.  Просмотрен 911

  1. Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Степень электролитической диссоциации. Изотонический коэффициент.
  2. Ионное произведение воды. Водородный показатель как химическая характеристика.
  3. Гетерогенные равновесия в растворах электролитов. Произведение растворимости.
  4. Гидролиз солей.
  5. Химическое равновесие на границе металл-раствор. Двойной электрический слой. Скачок потенциала. Водородный электрод сравнения. Ряд стандартных электродных потенциалов.
  6. Гальванические элементы. 2)Процессы на электродах. 3)ЭДС гальванического элемента.
  7. Обратимые источники электрической энергии. 2)Кислотные и щелочные аккумуляторы.
  8. Топливные элементы.
  9. Растворы
  10. Применение электролиза в промышленности.
  11. Электрохимическая коррозия металлов. 2)Основные виды электрохимической коррозии. 3)Процессы на электродах.
  12. Водородная и кислородная коррозия

Теория электролитической диссоциации

( С. Аррениус, 1887г. )

1. При растворении в воде (или расплавлении) электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (подвергаются электролитической диссоциации).

2. Под действием электрического тока катионы (+) двигаются к катоду (-), а анионы (-) - к аноду (+).

3. Электролитическая диссоциация - процесс обратимый (обратная реакция называется моляризацией).

4. Степень электролитической диссоциации (a) зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации. Она показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n) к общему числу молекул, введенных в раствор (N).

a = n / N 0<a<1

Механизм электролитической диссоциации ионных веществ

При растворении соединений с ионными связями (например, NaCl) процесс гидрата-ции начинается с ориентации диполей воды вокруг всех выступов и граней кристаллов соли.

Ориентируясь вокруг ионов кристаллической решетки, молекулы воды образуют с ними либо водородные, либо донорно-акцепторные связи. При этом процессе выделяется большое количество энергии, которая называется энергией гидратации.

Энергия гидратации, величина которой сравнима с энергией кристаллической решетки, идет на разрушение кристаллической решетки. При этом гидратированные ионы слой за слоем переходят в растворитель и, перемешиваясь с его молекулами, образуют раствор.

Механизм электролитической диссо-циации полярных веществ

Аналогично диссоциируют и вещества, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи (полярные молекулы). Вокруг каждой полярной молекулы вещества (например, HCl), определенным образом ориентируются диполи воды.

В результате взаимодействия с диполями воды полярная молекула еще больше поляризуется и превращается в ионную, далее уже легко образуются свободные гидратированные ионы.

Электролиты и неэлектролиты

Электролитическая диссоциация веществ, идущая с образованием свободных ионов объясняет электрическую проводимость растворов.

Процесс электролитической диссоциации принято записывать в виде схемы, не раскрывая его механизма и опуская растворитель (H2O), хотя он является основным участником.

CaCl2 => Ca2+ + 2Cl-

KAl(SO4)2 => K+ + Al3+ + 2SO42-

HNO3 => H+ + NO3-

Ba(OH)2 => Ba2+ + 2OH-

Из электронейтральности молекул вытекает, что суммарный заряд катионов и анионов должен быть равен нулю.

Например, для

Al2(SO4)3 -- 2 ∙ (+3) + 3 ∙ (-2) = +6 - 6 = 0

KCr(SO4)2 -- 1 ∙ (+1) + 3 ∙ (+3) + 2 ∙ (-2) = +1 + 3 - 4 = 0

Сильные электролиты

Это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ион-ными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4,HNO3) и сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2,Sr(OH)2,Ca(OH)2).

В растворе сильного электролита раство-рённое вещество находится в основном в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически отсутствуют.

Слабые электролиты

Вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.

К слабым электролитам относятся:

1) почти все органические кислоты (CH3COOH, C2H5COOH и др.);

2) некоторые неорганические кислоты (H2CO3, H2S и др.);

3) почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);

4) вода.

Они плохо (или почти не проводят) элек-трический ток.

СH3COOH => CH3COO- + H+

Cu(OH)2 => [CuOH]+ + OH- (первая сту-пень)

[CuOH]+ => Cu2+ + OH- (вторая ступень)

H2CO3 => H+ + HCO- (первая ступень)

HCO3- => H+ + CO32- (вторая ступень)

Неэлектролиты

Вещества, водные растворы и расплавы которых не проводят электрический ток. Они содержат ковалентные неполярные или малополярные связи, которые не распада-ются на ионы.

Электрический ток не проводят газы, твердые вещества (неметаллы), органические соединения (сахароза, бензин, спирт).

Степень диссоциации.

Константа диссоциации

Концентрация ионов в растворах зависит от того, насколько полно данный электролит диссоциирует на ионы. В растворах сильных электролитов, диссоциацию которых можно считать полной, концентрацию ионов легко опреде-лить по концентрации (c) и составу молекулы электролита (стехиометрическим индексам), например:

c 2c c

H2SO4 => 2H+ + SO42-

Концентрации ионов в растворах слабых электролитов качественно характеризуют степенью и константой диссоциации.

Степень диссоциации (a) - отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул (N): a = n / N и выражается в долях единицы или в % (a = 0,3 - условная граница деления на сильные и слабые электролиты).

Степень диссоциации зависит от концен-трации раствора слабого электролита. При разбавлении водой степень диссоциации всегда увеличивается, т.к. увеличивается число молекул растворителя (H2O) на одну молекулу растворенного вещества. По принципу Ле Шателье равновесие электролитической диссоциации в этом случае должно сместиться в направлении образования продуктов, т.е. гидратирован-ных ионов.

Степень электролитической диссоциации зависит от температуры раствора. Обычно при увеличении температуры степень диссоциации растет, т.к. активируются связи в молекулах, они становятся более подвижными и легче ионизируются. Концентрацию ионов в растворе слабого электролита можно рассчитать, зная степень диссоциации a и исходную кон-центрацию вещества c в растворе.

 

Предыдущая статья:Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Степень электролитической диссоциации. Изотонический коэффициент. Следующая статья:Ионное произведение воды. Водородный показатель как химическая характеристика.
page speed (0.1234 sec, direct)