Электролитическая диссоциация в химии:основные положения(теория и подготовка к ЕГЭ 2022)

Выгрузка

Основные положения теории электролитической диссоциации

  • Химические вещества делятся на электролиты: вещества, проводящие электричество, и неэлектролиты. К электролитам относятся сложнейшие неорганические вещества: кислоты, основания, соли.
    К неэлектролитам — большинство органических веществ.
  • В воде электролиты распадаются на ионы: положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы. Ионы бывают простые и сложные. В растворе ионы находятся в хаотическом движении.
  • Под действием электрического тока движение ионов упорядочивается, и катионы перемещаются к отрицательному полюсу — катоду, анионы — к положительному аноду.
  • На степень электролитической диссоциации влияют несколько факторов: природа растворенного вещества и его количество, свойства растворителя и температура раствора.

Химия. Восьмой класс. Учебник
Химия. Восьмой класс. Учебник

Учебник написан профессорами химического факультета Московского государственного университета им. М. В. Ломоносова. Отличительными чертами книги являются простота и ясность изложения материала, высокий научный уровень, большое количество иллюстраций, опытов и занимательных задач, что позволяет использовать ее на уроках и в школах с углубленным изучением естественных наук.

История вопроса

Изучение растворов занимало умы исследователей с древних времен. В начале 19 века М. Фарадей открыл способность некоторых растворов проводить электрический ток. Геймгольц, немецкий физик, предположил, что электролиты в растворе полностью распадаются на ионы, т. е. происходит электролитическая диссоциация. Однако объяснить увеличение электропроводности при уменьшении концентрации раствора не удалось.

Ученые заметили, что растворы замерзают при более низкой температуре, чем чистые растворители. Именно этим свойством растворов и сегодня пользуются дворники, обильно посыпая солью обледеневшие тротуары. Однако температура замерзания электролитов не соответствовала расчетным данным.

Необходимо было объяснить научные противоречия. А молодой шведский ученый С. Аррениус, 29 лет, в 1887 г., исследуя проводимость электрического тока в растворах различных веществ, выдвинул теорию, которая могла объяснить эти факты.

Виды электролитов

Электролитическая диссоциация характеризуется степенью диссоциации. Это величина, отражающая отношение числа расщепленных молекул к общему числу молекул вещества. Степень диссоциации показывает долю молекул вещества, расщепленных на ионы. Выражается формулой

а = n/N,

где n — количество разложившихся молекул, N — общее количество молекул.

В зависимости от степени диссоциации выделяют две группы электролитов:

  • крепкий – почти полностью разлагается в ненасыщенных растворах (сильные кислоты, соли, щелочи);
  • слабые: частично разлагается или не разлагается (слабые кислоты, труднорастворимые соли, нерастворимые основания, гидроксид аммония).

Сильные и слабые электролиты
Рис. 3. Сильные и слабые электролиты.

Ненасыщенный раствор содержит небольшую концентрацию растворенного вещества. Это означает, что в раствор можно добавить еще какое-то вещество.

Кажущаяся степень диссоциации.

Электролитическая теория диссоциации

Степень диссоциации зависит не только от природы растворителя и растворенного вещества, но также от концентрации раствора и температуры.

Уравнение диссоциации можно представить следующим образом:

АК ⇄ А- + К+.

А степень диссоциации можно выразить следующим образом:

Электролитическая теория диссоциации

С увеличением концентрации раствора степень диссоциации электролита уменьшается. Эти градусные значения для конкретного электролита не являются постоянной величиной.

Поскольку диссоциация является обратимым процессом, уравнения скорости реакции можно записать следующим образом:

Электролитическая теория диссоциации

Если диссоциация равновесная, то скорости равны и в результате получаем константу равновесия (константу диссоциации):

Электролитическая теория диссоциации

К зависит от природы растворителя и температуры, но не зависит от концентрации растворов. Из уравнения видно, что чем больше недиссоциированных молекул, тем ниже значение константы диссоциации электролита.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, и каждая ступень имеет свою константу диссоциации.

Если диссоциирует многоосновная кислота, то первый протон отделяется легче, а по мере увеличения заряда аниона увеличивается притяжение, и поэтому протон отделяется значительно труднее. Например,

Электролитическая теория диссоциации

Константы диссоциации фосфорной кислоты на каждой стадии должны сильно различаться:

I — этап:

Электролитическая теория диссоциации

II — этап:

Электролитическая теория диссоциации

III — этап:

Электролитическая теория диссоциации

На первом этапе фосфорная кислота является кислотой средней силы, на втором этапе — слабой, на третьем этапе — очень слабой.

Примеры констант равновесия для некоторых растворов электролитов.

Электролитическая теория диссоциации

Рассмотрим пример:

Электролитическая теория диссоциации

Если к раствору, содержащему ионы серебра, добавить металлическую медь, то при равновесии концентрация ионов меди должна быть больше концентрации серебра.

Но константа имеет низкое значение:

AgCl⇄Ag++Cl-.

Это говорит о том, что, когда было достигнуто равновесие, растворилось очень мало хлорида серебра.

Электролитическая теория диссоциации

Электролитическая теория диссоциации

Концентрации металлической меди и серебра вводятся в константу равновесия.

Электролиты и неэлектролиты

Хотя электролитическая диссоциация происходит независимо от действия электрического тока, между этими явлениями существует связь. Чем больше способность вещества распадаться на ионы при взаимодействии с растворителем, тем лучше оно будет проводить электричество. По этому критерию известный физико-химик М. Фарадей выделял электролиты и неэлектролиты.

Электролиты – это вещества, которые после диссоциации на ионы в растворах и плавления проводят электрический ток. Обычно в их молекулах имеются ионные или полярные ковалентные связи.

Неэлектролиты – это вещества, которые в растворах не распадаются на ионы и не плавятся, поэтому в растворенном виде не обладают проводимостью. Для них характерны неполярные или слабополярные ковалентные связи.

Отличие электролитов от неэлектролитов

Степень диссоциации

В зависимости от того, сколько молекул диссоциировало на ионы, вещество может быть сильным или слабым электролитом. Этот показатель называется степенью диссоциации, он измеряется от 0 до 1 или в процентах.

Степень диссоциации – это отношение числа молей вещества, распавшегося на ионы, к исходному числу молей.

либо,

если в растворе все 100 % электролита распадается на ионы.

По силе действия электролиты делятся на следующие группы:

  • слабый — ;
  • в среднем — ;
  • сильный — .

Таблица степеней диссоциации

Важно! Молекулы сильного электролита необратимо распадаются на ионы, поэтому в уравнениях необходимо поставить знак =. Реакции со слабыми электролитами обратимы, поэтому добавляется знак ⇄.

Ступенчатая диссоциация

В некоторых случаях вещества распадаются на ионы в несколько стадий или шагов. Например, такая реакция характерна для основных и кислых солей, многоосновных кислот. Ступенчатая диссоциация может включать две и более стадий, при этом концентрация ионов на первой стадии всегда выше, чем на последующих стадиях.

Пример 1

Ортофосфорная кислота диссоциирует в 3 стадии. В первом из них наблюдается максимальная концентрация ионов дигидрофосфата, а в последнем остается минимальное количество ионов фосфата (диссоциация практически не происходит). Эта кислота не является сильным электролитом, поэтому реакция обратима.

  1. H3PO4 ⇄ H+ + H2PO4-
  2. H2PO4- ⇄ H+ + HPO42-
  3. HPO42- ⇄ H+ + PO43-

Итоговое уравнение: H3PO4 ⇄ 3H+ + PO43-.

Пример 2

Кислая соль Ca(HCO3)2 диссоциирует в 3 стадии. Поскольку это сильный электролит, реакция на первой стадии необратима. На второй стадии слабый кислотный остаток HCO3- и слабый электролит разлагаются на ионы, поэтому реакция обратима.

  1. Са(НСО3)2 = Са2+ + 2НСО3-
  2. HCO3- ⇄ H+ + CO32-
  3. Н+ + Н2О = Н3О+

Итоговое уравнение: Ca(HCO3)2 + 2H2O = Ca2+ + 2H3O+ + 2CO32-.

Сильные и слабые электролиты

Сильные электролиты при растворении быстро и полностью ионизируются, и в растворе не образуются нейтральные молекулы. Примеры сильных электролитов:

  • NaCl (хлорид натрия),
  • HNO3 (азотная кислота),
  • HClO3 (соляная кислота),
  • CaCl2 (хлорид кальция) и др.

В слабых электролитах при растворении в воде ионизируются лишь небольшие доли молекул, т е в их растворах находится определенное количество нейтральных молекул. Примеры слабых электролитов:

  • большинство органических кислот и оснований
  • NH4OH (аммиак),
  • H2CO3 (угольная кислота),
  • CH3COOH (уксусная кислота) и т.д.

Как определить сильный и слабый электролит?

Сильные электролиты полностью ионизируются, т.к. основными компонентами раствора сильного электролита являются ионы, а степень диссоциации указанного электролита стремится к 1 (т. е. степень диссоциации α ≈ 1). Слабые электролиты ионизируются лишь частично; степень диссоциации такого электролита стремится к 0 (или α < 1).

В таблице растворимости можно увидеть степень диссоциации электролита.

Сильные электролиты:

  • растворимые соли,
  • многие неорганические кислоты
  • основания щелочных и щелочноземельных металлов.

Слабые электролиты:

  • почти все органические кислоты и вода,
  • некоторые неорганические кислоты,
  • нерастворимые гидроксиды металлов.

Уравнение диссоциации

Уравнение электролитической диссоциации используется для записи процессов, происходящих в растворе.

Диссоциация сильного электролита происходит практически необратимо, что показано стрелкой →.

NaCl → Na+ + Cl-

CaCl2 → Ca2+ + 2Cl-

Диссоциация слабого электролита – обратимый процесс, он протекает не полностью и не до конца, что указано стрелкой ⇄

СH3COOH ⇄ СH3COO- + H+

Умение писать уравнения диссоциации будет большим подспорьем при разборе темы «§ 13. Ионообменные реакции и условия их протекания» в учебнике под редакцией В. В. Еремина и при решении ионных уравнений.

Противостояние титанов

Теория электролитической диссоциации Аррениуса вызвала бурные споры среди ученых.

Химический мир разделился на два лагеря. Сторонники «физической» теории Аррениуса считали, что разложение на ионы происходит без всякого влияния сил внешней среды, и что раствор представляет собой механическую взвесь ионов и молекул воды.

Но эта теория не могла объяснить тепловые эффекты растворения. Например, нагревание колбы при разведении серной кислоты в воде или покрытие емкости инеем при растворении аммиачной селитры или аммиачной селитры в воде.

Сторонники «химической», или гидратной, теории, автором которой был Д. И. Менделеев, считали, что взаимодействие растворенного вещества и растворителя происходит в растворе.

Многие экземпляры были разбиты в этом бою. Выявились худшие человеческие качества. Так, Аррениус, пользуясь своим служебным положением (в 1905 г он был назначен директором Нобелевского физико-химического института в Стокгольме), приложил немало усилий для того, чтобы, несмотря на трехкратное выдвижение на Нобелевскую премию в 1905, 1906 и 1907 г. Д. И. Менделеев ее так и не получил.

Но истина, как всегда, оказалась посередине: в ходе дальнейших экспериментов ученые обнаружили, что растворитель и растворенное вещество, взаимодействуя друг с другом, дают энергию, необходимую для разрушения кристаллической решетки электролитов. В споре великих умов родилась новая протолитная, или протонно-кислотно-основная теория.

Определение сильных и слабых, как распознать

Аррениус является автором теории электролитической диссоциации. Это понятие относится к процессу, при котором вещество распадается на отдельные ионы. Степень диссоциации зависит от природы электролита и рассчитывается по формуле:

α=(N дис)/(N всего)×100 %

Краткая форма формулы:

α=(N дис)/(N всего)

Если этот показатель превышает 30% (или 0,3), электролит считается крепким. В уравнении его разложения ставится знак «→», так как процесс необратим. Это включает:

  • соли: NaHCO3 → Na+ + HCO3-
  • сильные кислоты: H2SO4 → H+ + HSO4-
  • сильные основания (щелочи): KOH → K+ + OH-

Если степень диссоциации меньше 3% (или 0,03), такие электролиты называются слабыми. Реакции с ними обратимы, поэтому используется знак «⇄» или «↔». Это включает:

  • вода: H2O ↔ H+ + OH-
  • слабые и органические кислоты: H3PO4 ↔ H+ + H2PO4-
  • нерастворимые основания: Fe(OH)2 ↔ FeOH+ + OH-

Свойства растворов электролитов

  • электропроводность – основная характеристика растворов электролитов;
  • степень разложения на ионы увеличивается с уменьшением концентрации раствора (разбавлением);
  • степень диссоциации увеличивается при нагревании раствора.
Оцените статью
Adblock
detector