Теорія кислот і підстав теорія електролітичноїдисоціації. Теорія електролітичноїдисоціації - одна з основних в хімії
Свій початок теорія електролітів бере ще в першій половині XIX століття, коли М. Фарадей провів свої знамениті досліди з розчинами повареної солі. Він встановив, що абсолютно чиста вода дуже погано проводить електричний струм, але варто додати в неї кілька кристалів солі, і провідність тут же зростає. Уже тоді народилося припущення, що сіль розпадається у воді на якісь частки, які здатні проводити електричний струм, проте, повноцінна теорія, Що описує всі ці процеси в розчинах, з'явилася набагато пізніше.
Теорія електролітичноїдисоціації
Теорія, основоположником якої є Сванте Арреніус в період 1883-1887 рр., Базується на ідеї, що при попаданні молекул розчинної речовини (електроліту) в полярну або неполярну рідина відбувається їх дисоціація на іони. Електролітами називаються сполуки, які в розчині мимовільно розпадаються на іони, здатні до самостійного існування. Кількість які виникають іонів, їх будова і величина заряду залежать тільки від природи диссоциированного молекули.
Для використання теорії в описі властивостей розчинення використовується ряд припущень, а саме: передбачається, що дисоціація є неповною, іони (їх електронні оболонки) не реагують один з одним, а їх поведінка можна описати законом діючих мас в ідеальних умовах. якщо розглянути теоретичну систему, Де електроліт КА знаходиться в фазовому рівновазі з продуктами своєї дисоціації - катіоном До + і аніоном А-, то відповідно до закону діючих мас можна скласти рівняння реакції дисоціації:
KA \u003d K + + A- (1)
Константа рівноваги, записана, через концентрації речовин при ізотермічних умовах матиме таке значення:
Кб \u003d x / (2)
У цьому випадку (в рівнянні 2), константа рівноваги Кд, буде не чим іншим, як константою дисоціації, значення,, в правій частині - це рівноважні концентрації електроліту і його продуктів дисоціації.
З огляду на допущення теорії Арреніуса, які були застосовані автором, зокрема, про неповноту дисоціації, вводиться поняття ступеня дисоціації - α. Таким чином, якщо висловити концентрацію розчину С (моль / л), то на літр розчину доводиться αС моль електроліту (КА), а рівноважна його концентрація може бути виражена, як (1-α) З моль / л. З рівняння реакції (1) очевидно, що на αС моль електроліту (КА) утворюється така ж кількість іонів К + і А-. Якщо підставити всі ці величини в рівняння (2) і провести ряд спрощень, то отримаємо формулу константи дисоціації (Ступінь дисоціації формула):
Кб \u003d α 2 x С / 1-α (3)
Це рівняння дозволяє кількісно визначити величину ступеня електролітичноїдисоціації в різних розчинах.
Теорія Арреніуса дала розвиток безлічі наукових напрямків в хімії: з її допомогою були створені перші теорії кислот і підстав, були дані пояснення фізико-хімічних процесів в гомогенних системах. Проте, вона не позбавлена \u200b\u200bнедоліків, які в основному відносяться до того факту, що теорія не враховує межіонние взаємодії.
Класифікація електролітів з прикладами
Електроліти класифікують на слабкі і сильні, періодично виділяючи групу електролітів середньої сили. Сильні електроліти характеризуються тим, що розпадаються в розчині повністю. Як правило - це сильні мінеральні кислоти, наприклад:
- Азотна кислота - HNO3.
- Хлороводородная кислота - HCl.
- Хлорне кислота - HClO4.
- Ортофосфорна кислота - H3PO4.
Сильними електролітами можуть бути підстави, наприклад:
- Гідроксид калію - KOH.
Основна маса сильних електролітів - це переважна більшість солей (NaCl, Na2SO4, Ca (NO3) 2, CH3COONa, хлориди, сульфіди).
Слабкі електроліти, навпаки, в розчинах гидратируют частково. До цієї групи слід відносити неорганічні кислоти (H2CO3, H3BO3, H3AsO4), слабкі підстави (амоній), деякі солі (HgCl2), органічні кислоти (CH3COOH, C6H5COOH), феноли і аміни. В наведених розчинах одні й ті ж з'єднання можуть бути і сильними і слабкими електролітами, таким чином, залежать від природи розчинника.
Дисоціація кислот, основ і солей
Закономірності для кислот
При електричної дисоціації кислот у водних розчинах обов'язково в якості катіонів утворюються позитивно заряджені іони водню (Н +):
HNO3 → H + + NO3-
Якщо кислота багатоосновними (наприклад: рівняння дисоціації H2SO4), то дисоціація відбувається послідовно, за кожен раз отщепляя один іон водню:
H2SO4 → H + + HSO4- перший ступінь - гидросульфат іон
HSO4- → H + + SO4- другий ступінь - сульфат іон
Процес для багатоосновної кислоти, як правило, протікає максимально по першій ступені, ступінь дисоціації наступних набагато менше.
Характеристика процесу для лугів
При дисоціації лугів у водних розчинах обов'язково утворюється негативно заряджений гідроксил іон (ОН):
NaOH → Na + + OH-
Процес для многокіслотних підстав (приклад - механізм дисоціації гідроксиду магнію) протікає багатоступінчасто аналогічно багатоосновними кислотам:
Mg (OH) 2 → OH- + Mg (OH) + перший ступінь
Mg (OH) + → OH- + Mg2 + другий ступінь
Існують також випадки, коли в процесі дисоціації можуть утворюватися і катіони водню, і гідроксил-аніони (при дисоціації амфолітов або амфотерних сполук, наприклад, Zn, Al):
2OH- + Zn2 + + 2H2O ← → Zn (OH) 2 + H2O ← → 2 + 2H +
Правила протікання для кислих і основних солей
Для кислих солей, основна закономірність полягає в наступному - спочатку диссоциируют катіони (позитивно заряджені метали), а тільки потім катіони водню:
KHSO4 → K + + HSO4- перший ступінь
HSO4 - → H + + SO4- другий ступінь
У основних солей, в першу чергу, переходять в розчин залишки кислоти, а вже потім гідроксил-іон:
BaOHCl → Cl- + Ba (OH) + перший ступінь
Ba (OH) + → OH- + Ba2 + другий ступінь
Водневий показник
Визначення, сутність та значення
Процеси дисоціації можуть протікати не тільки для розчинених речовин, Але і розчинника. Так, вода є сама зі себе слабким електролітом і для неї характерна дисоціація в дуже незначній мірі. Рівняння процесу можна записати в такий спосіб:
Н2О \u003d Н3О + + ОН-
Одна молекула води дисоціює на позитивно заряджені іони водню і негативно заряджені аніони гидроксония. Саме концентрація цих іонів визначає рівень кислотності розчину - чим більше іонів гідроксонію, тим більше кислий розчин.
Концентрація іонів гідроксонію в реальних розчинах, як правило, дуже мала (наприклад: 5 × 10-6 г / л) і тому для зручності, це значення логаріфміруют, а щоб отримати позитивне значення, беруть з протилежним знаком. Коротко сформулюємо суворе визначення поняття «водневий показник» або рН.
рН (водневий показник) - це негативний натуральний логарифм концентрації іонів гідроксонію, що відображає кислотність розчину.
рН \u003d - lg
Значення водневого показника прийнято оцінювати за шкалою значень від 0 до 14, де 0 - найбільш кислий розчин, а 14 - найбільш лужний. Нейтральним розчином (відповідним рН чистої води) вважається розчин зі значенням 7. Для прикладу наводимо кілька типових розчинів, що мають характерні значення водневого показника:
Значно рідше вдаються до використання ще одного показника - рОН. За своїм змістом він абсолютно аналогічний водневого показника, за винятком того, що за основу береться концентрація гідроксил-іонів.
Арреніус звернув увагу на тісний зв'язок між здатністю розчинів солей, кислот і підстав проводити електричний струм і відхиленнями розчинів цих речовин від законів Вант-Гоффа і Рауля. Він показав, що по електричної провідності розчину можна розрахувати його осмотичний тиск, а отже, і поправочний коефіцієнт L Значення i, обчислені їм з електричної провідності, добре збіглися з величинами, знайденими для тих же розчинів іншими методами.
Причиною надмірно високого осмотичного тиску розчинів електролітів є, згідно Арреніус, дисоціація електролітів на іони. Внаслідок цього, з одного боку, збільшується загальна кількість частинок в розчині, а отже, зростають осмотичний тиск, зниження тиску пара і зміни температур кипіння і замерзання, з іншого - іони зумовлюють здатність розчину проводити електричний струм.
Ці припущення в подальшому були розвинені в струнку теорію, що отримала назву теорії електролітичноїдисоціації.
Відповідно до цієї теорії, при розчиненні у воді електроліти розпадаються (дисоціюють) на позитивно і негативно заряджені іони. Позитивно заряджені іони називаються катіонами, до них відносяться, наприклад, іони водню і металів. Негативно заряджені іони називаються анионами: До них належать іони кислотних залишків і гідроксид-іони. Як і молекули розчинника, іони в розчині знаходяться в стані невпорядкованого теплового руху.
Процес електролітичноїдисоціації зображують, користуючись хімічними рівняннями. Наприклад, дисоціація HCl виразиться рівнянням:
Розпад електролітів на іони пояснює відхилення від законів Вант-Гоффа і Рауля, про які йшлося на початку цієї глави. Як приклад ми приводили зниження температури замерзання розчину NaCL Тепер неважко зрозуміти, чому зниження температури замерзання цього розчину настільки велике. Хлорид натрію переходить в розчин у вигляді іонів Na + і Cl -. При цьому з одного благаючи NaCl виходить не 6,02 IO 23 частинок, а вдвічі більше їх число. Тому і зниження температури замерзання в розчині NaCl має бути вдвічі більше, ніж в розчині неелектроліту тієї ж концентрації.
Точно так же в дуже розбавленому розчині хлориду барію, дисоціюють згідно з рівнянням
осмотичний тиск виявляється в 3 рази більше, ніж обчислена за законом Вант-Гоффа, так як число часток в розчині в 3 рази більше, ніж якби хлорид барію знаходився в ньому у вигляді молекул BaCl 2.
Таким чином, особливості водних розчинів електролітів, що суперечать з першого погляду законам Вант-Гоффа і Рауля, були пояснені на основі цих же законів.
Однак теорія Арреніуса не враховувала всієї складності явищ в розчинах. Зокрема, вона розглядала іони як вільні, незалежні від молекул розчинника частинки. Теорії Аррениуса протистояла хімічна, або гідратне, теорія розчинів Менделєєва, в основі якої лежало уявлення про взаємодію розчиненої речовини з розчинником. У подоланні уявного протиріччя обох теорій велика заслуга належить російському вченому І.А. Каблукова, вперше висловив припущення про гідратації іонів. Розвиток цієї ідеї призвело в подальшому до об'єднання теорій Арреніуса і Менделєєва.
- Іван Олексійович Каблуков (1857-1942) займався вивченням електріческойпроводімості розчинів. Його робота «Сучасні теорії розчинів (Вант-Гоффаі Аррениуса) у зв'язку з вченням про хімічну рівновагу» справила великий вплив нарозвиток фізичної хімії в Росії і сприяла поглибленню теорії електролітичноїдисоціації.
Добре відомо, що розчини можуть набувати деякі якості, що не спостерігаються ні у одного з компонентів, узятих в індивідуальному вигляді. Так, водний розчин NaCl добре проводить електричний струм, тоді як ні чиста вода, ні суха сіль електропровідністю не володіють. У зв'язку з цим все розчинені речовини прийнято ділити на два типи:
1) речовини, розчини яких володіють електропровідністю, називають електролітами;
2) речовини, розчини яких не мають Електроприв-водністю, називають неелектролітами.
До неелектролітів відносяться оксиди, гази, більшість органі-чеських сполук (вуглеводні, спирти, альдегіди, кетони та ін.).
До електролітів відносяться більшість неорганічних і деякі органічні кислоти, підстави і солі.
Поява електропровідності у розчинів електролітів пояснив С. Арреніус, який в 1887 році запропонував теорію електролітичноїдисоціації:
Електролітичної дисоціацією називається процес розпаду електроліту на іони під дією молекул розчинника.
Головною причиною електролітичноїдисоціації є процес сольватації (гідратації) іонів. Внаслідок сольватации ускладнюється зворотний процес рекомбінації іонів, званий також асоціацією або молярізаціей.
У зв'язку з цим можна сформулювати деякі положення:
1) дисоціації піддаються речовини з іонним або близьким до іонного типом хімічного зв'язку;
2) процес дисоціації сильніше протікає в полярному розчиннику і слабкіше (якщо взагалі можливий) в неполярному розчиннику;
3) процес дисоціації йде тим сильніше, чим вище діелектрі-чна проникність розчинника.
У загальному вигляді процес електролітичноїдисоціації в воді можна представити таким чином:
Kt n An m ( x y) H 2 O ⇄ n m + m n ,
де Kt m + - позитивно заряджений іон ( катіон);
An n - негативно заряджений іон ( аніон).
величини x і y, Що відображають кількість молекул води в гідрат-них оболонках, варіюються в широких межах в залежності від природи і концентрації іонів, температури, тиску і т.д. У зв'язку з цим зручніше користуватися спрощеними рівняннями електролітів-тичної дисоціації, тобто без урахування гідратації:
NaCl Na + Cl ;
CuSO 4 Cu 2+ SO 4 2 ;
K 3 PO 4 3K + PO 4 3 .
Проте, слід мати на увазі, що при дисоціації кислот у водних розчинах утворюються не вільні іони H +, а досить стійкі іони гідроксонію H 3 O +, тому рівняння дисоціації кислоти (наприклад, HCl) має виглядати так:
HCl H 2 O H 3 O + Cl .
Однак в хімічній літературі частіше зустрічається форма запису, що відображає тільки процес розпаду електроліту без урахування ефекту гідратації. Надалі ми також будемо користуватися спрощено-щенной термінологією.
Сильні і слабкі електроліти
Кількісною характеристикою процесу електролітичноїдисоціації є ступінь дисоціації.
ступенем дисоціації називається відношення кількості електроліту, що розпався на іони (n), До загальної кількості електроліту (n 0 ):
|
|
Величина виражається в частках одиниці або в% і залежить від природи електроліту, розчинника, температури, концентрації і складу розчину.
Особливу роль відіграє розчинник: у ряді випадків при переході від водних розчинів до органічних розчинників ступінь дисоціації електролітів може різко зрости або зменшитися. Надалі, при відсутності спеціальних вказівок, будемо вважати, що розчинником є \u200b\u200bвода.
За ступенем дисоціації електроліти умовно поділяють на сильні ( > 30%), середні (3% < < 30%) и слабкі ( < 3%).
До сильних електролітів відносять:
1) деякі неорганічні кислоти (HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4 і ряд інших);
2) гідроксиди лужних (Li, Na, K, Rb, Cs) і лужноземельних (Ca, Sr, Ba) металів;
3) майже всі розчинні солі.
До електролітів середньої сили відносять Mg (OH) 2, H 3 PO 4, HCOOH, H 2 SO 3, HF і деякі інші.
Слабкими електролітами вважають все карбонові кислоти (крім HCOOH) і гідратованих форми аліфатичних і ароматичних амінів. Слабкими електролітами є також багато неорганічних-етичні кислоти (HCN, H 2 S, H 2 CO 3 і ін.) І підстави (NH 3 ∙ H 2 O).
Незважаючи на деякі збіги, в цілому не слід ототожнювати розчинність речовини з його ступенем дисоціації. Так, оцтова кислота і етиловий спирт необмежено розчиняються у воді, але в той же час перша речовина є слабким електро-літом, а друге неелектроліт.
У першій половині ХlХ в. Фарадеем введено поняття про електролітах і неелектролітів.
Електролітами він назвав речовини, розчини і розплави яких проводять електричний струм, а неелектролітами - речовини, розчини і розплави яких не проводять електричного струму.
Проводять електричний струм розчини солей, лугів, кислот.
Чи не проводять електричний струм розчини цукру, спирту, глюкози ...
Чому ж розчини електролітів проводять електричний струм?
Шведський вчений Сванте Арреніус, вивчаючи електропровідність розчинів різних речовин, прийшов в 1887 р до висновку, що причиною електропровідності є наявність в розчині іонів, які утворюються при розчиненні електролітів у воді.
Процес розпаду електролітів на іони при розчиненні їх у воді або розплавлення називається електролітичної дисоціацією.
С. Арреніус дотримувався фізичної теорії розчинів, тобто розглядав процес розчинення речовин як простий розподіл часток речовини, що розчиняється у воді, при цьому не брав до уваги взаємодії його з водою і вважав, що в розчині знаходяться вільні іони. ТЕД пояснила багато явищ, пов'язані з властивостями розчинів, але не відповіла на питання, чому одні речовини є електролітами, а інші - ні, а також, яку роль в утворенні іонів грає розчинник.
На відміну від нього російські хіміки І.А. Каблуків і В.А. Кістяківський застосували до пояснення ЕД хімічну теорію Д.І. Менделєєва і довели, що при розчиненні електроліту відбувається хімічна взаємодія розчиненої речовини з водою, яке призводить до утворення гідратів, а потім вони дисоціюють на іони. Тобто в розчині знаходяться не вільні, а гідратовані іони.
Молекули води являють собою диполі (два полюси), так як атоми водню розташовані під кутом 105 0, завдяки чому молекула має кутову форму:
Як правило, найлегше диссоциируют речовини з іонними кристалічними гратами, так як вони вже складаються з готових іонів. При їх розчиненні диполі води орієнтуються протилежно зарядженими кінцями навколо позитивних і негативних іонів електроліту. Між іонами електроліту і диполями води виникають сили взаємного тяжіння. В результаті зв'язок між іонами слабшає, і відбувається перехід іонів з кристала в розчин (рис.):
Схема ЕД хлориду натрію на гідратованих іони
Очевидно, що послідовність процесів, що відбуваються при дисоціації речовин з іонним зв'язком (солей і лугів), буде такою:
- А) орієнтація молекул - диполів води близько іонів кристала;
- Б) гідратація (взаємодія) молекул води з іонами поверхневого шару кристала;
- В) дисоціація (розпад) кристала електроліту на гідратованих іони.
Спрощено процес можна відобразити за допомогою рівняння:
NаСl\u003e Nа + + Сl -.
Аналогічно дисоціюють і електроліти, в молекулах яких ковалентний полярна зв'язок (наприклад, молекули хлороводню НСl), тільки в цьому випадку під впливом диполів води відбувається збільшення полярності зв'язку, а потім розрив її з утворенням іонів:
НСl\u003e Н + + Cl -.
Св. Арреніус для кількісної характеристики ЕД ввів поняття ступеня ЕД, що позначається грецькою буквою б.
Ступінь електролітичноїдисоціації - це відношення числа молекул електроліту, що розпалися на іони, до загального числа розчинених молекул. електроліт неелектроліт електролітична дисоціація кислота
Ступінь дисоціації електроліту визначається дослідним шляхом і виражається в частках або у відсотках. Якщо б \u003d 0, то речовина зовсім не розпадається на іони, воно є неелектролітами. До неелектролітів відносяться речовини з ковалентними малополярни і неполярними зв'язками, такі, як ефіри, вуглеводні, кисень, азот і ін
Ступінь ЕД може мати значення від 0 до 1 (у відсотках від 0 до 100%).
Якщо б \u003d 1, або 100%, то електроліт повністю розпадається на іони, це сильний електроліт. До сильних електролітів належать всі розчинні солі, неорганічні кислоти (НNО 3, НСl, НВr, НL, Н 2 SО 4, НСlО 4), луги (LiОН, NаОН, КОН, Са (ОН) 2, Ва (ОН) 2).
Слабкі електроліти у водних розчинах в повному обсязі диссоциируют на іони (б< 3%). К слабым электролитам относят органические кислоты, многие неорганические (Н 2 S, НF, Н 2 СО 3 , Н 2 SiО 3 , НNО 2 , Н 2 SО 3), основания (за исключением щелочей), NН 4 ОН, вода.
Ступінь ЕД залежить від природи електроліту, температури (з підвищенням температури б збільшується), концентрації електроліту в розчині (розведення розчину завжди підсилює б).
ПИТАННЯ ДЛЯ ЗАКРІПЛЕННЯ:
- 1) Чому розчин КОН проводить електричний струм, а розчин глюкози немає?
- 2) Чи є сіль СаСО 3 електролітом? Чому?
- 3) Чому при розведенні розчину електроліту ступінь його дисоціації збільшується?
- 4) Доведіть, що розподіл хімічних зв'язків на ковалентну полярну і іонну умовно.
- 5) Як пояснити електропровідність водних розчинів електролітів?
Основні положення ТЕД
- 1) При розчиненні в воді електроліти дисоціюють (розпадаються) на позитивні і негативні іони.
- 2) Під дією електричного струму позитивно заряджені іони рухаються до негативного полюса джерела струму - катода, і тому називаються катіонами, а негативно заряджені іони рухаються до позитивного полюса джерела струму - анода, і тому називаються аніонами.
- 3) Причиною дисоціації електролітів у водних розчинах є його гідратація, тобто взаємодія електроліту з молекулами води і розрив хімічного зв'язку в ньому.
- 4) ЕД - процес оборотний для слабких електролітів.
- 5) Хімічні властивості розчинів електроліту визначаються властивостями тих іонів, які вони утворюють при дисоціації.
За характером утворюються іонів розрізняють три типи електролітів: кислоти, підстави і солі.
Кислотами називають електроліти, які при дисоціації утворюють катіони водню і аніони кислотного залишку:
НСl\u003e Н + + Cl -
НNО 3\u003e Н + + NО 3 -
Н 2 SО 4\u003e 2Н + + SО 4 2-
Для фосфорної та інших многоосновних кислот протікає ступінчаста дисоціація:
1-ша щабель - освіту дигидрофосфат-іонів:
Н 3 РО 4 - Н + + Н 2 РО 4 -,
2-а ступінь - утворення гідрофосфат-іонів:
Н 2 РО 4 - - Н + + НРО 4 2-,
3-й ступінь - утворення фосфат-іонів:
НРО 4 2- - Н + + РО 4 3-.
Все кислоти об'єднує, то що вони при дисоціації обов'язково утворюють катіони водню. Тому загальні характерні властивості кислот - кислий смак, зміна забарвлення індикаторів і ін. - обумовлені саме катіонами водню.
Підставами називають електроліти, які при дисоціації утворюють катіони металу і аніони гидроксогрупп ОН -:
NаОН - Na + + ОН -,
Са (ОН) 2 - Са 2+ + 2ОН -. .
Многокіслотние підстави диссоциируют східчасто:
- 1) Са (ОН) 2\u003e Саона + + ОН -,
- 2) Саона + - Са 2+ + ОН -.
Всі загальні властивості підстав - милкость на дотик, зміна забарвлення індикаторів і ін. - обумовлені загальними дл всіх підстав гідроксид-іонами ОН -.
Солями називають електроліти, які при дисоціації утворюють катіони металу (або амонію NН 4 +) і аніони кислотних залишків:
До 3 РО 4\u003e 3К + + РО 4 3-,
NН 4 NО 3\u003e NН 4 + + NО 3 -.
На відміну від многоосновних кислот і многокіслотних підстав солі дисоціюють відразу повністю, а не поступово.
Вправи для самостійної роботи:
- 1) Порівняйте за будовою і властивостями:
- А) Са 0 і Са 2+; Б) Н 2 0 і Н +.
- 2) Запишіть рівняння дисоціації наступних електролітів: сульфату заліза (lll); карбонату калію; фосфату амонію; нітрату міді (ll); гідроксиду барію; фосфорної кислоти. Дайте назви іонів.
- 3) Які з перерахованих нижче речовин будуть диссоциировать: гідроксид заліза (II), гідроксид калію, кремнієва кислота, азотна кислота, оксид сірки (IV), сульфід натрію, сульфід заліза (II)? Чому? Запишіть можливі рівняння дисоціації.
- 4) У записі рівнянь ступінчастою дисоціації сірчаної кислоти для першого ступеня використовують знак\u003e, а для другої - знак оборотності -. Чому?
- 5) Користуючись таблицею розчинності, наведіть приклади трьох чотирьох речовин, які в розчинах утворюють сульфат-іон SO 4 2-. запишіть рівняння дисоціації цих речовин.
Д / з: дайте усно на питання:
- 1) Які речовини відносять до електролітів, а які - до неелектролітів?
- 2) Які з наступних рідин проводять електричний струм: етиловий спирт, водний розчин глюкози, гідроксид натрію, розчин кисню в воді, карбонату калію, розплав гідроксиду калію? Відповідь поясніть.
- 3) Що називається ЕД?
- 4) У чому сутність фізичної і хімічної теорії розчинів?
- 5) Які іони називають гідратованими?
- 6) Чому одні речовини є електролітами, а інші ні?
- 7) Яку роль в утворенні іонів грає вода?
- 8) Що таке ступінь ЕД? Від чого вона залежить?
- 9) Основні положення ТЕД.
- 10) Дати визначення кислот, підстав і солей з точки зору ТЕД.
Виконайте вправи в робочих зошитах письмово:
Складіть рівняння дисоціації речовин в можливих випадках:
NaOH, ZnO, H 2 S, Al (OH) 3, BaSiO 3, Cu (NO 3) 2, FePO 4, AlCl 3, CaSO 4, SiO 2, HNO 3, (NH 4) 2 CO 3.
Речовини-електроліти при розчиненні у воді розпадаються на заряджені частинки - іони. Зворотне явище - молярізація, або асоціація. Освіта іонів пояснює теорія електролітичноїдисоціації (Арреніус, 1887). На механізм розпаду хімічних сполук при розплавленні і розчиненні впливають особливості типів хімічних зв'язків, будова і характер розчинника.
Електроліти і непроводнікі
У розчинах і розплавах відбувається руйнування кристалічних решіток і молекул - електролітична дисоціація (ЕД). Розпад речовин супроводжується утворенням іонів, появою такого властивості, як електропровідність. Чи не кожне з'єднання здатне диссоциировать, а тільки речовини, які спочатку складаються з іонів або сильно полярних частинок. Присутністю вільних іонів пояснюється властивість електролітів проводити струм. Мають таку здатність підстави, солі, багато неорганічних і деякі органічні кислоти. Непроводнікі складаються з малополярних або неполяризована молекул. Вони не розпадаються на іони, будучи неелектролітами (багато органічні сполуки). Переносники зарядів - позитивні і негативні іони (катіони і аніони).
Роль С. Арреніуса та інших хіміків у вивченні дисоціації
Теорія електролітичноїдисоціації обгрунтована в 1887 році вченим зі Швеції С. Арреніус. Але перші великі дослідження властивостей розчинів були проведені ще російським вченим М. Ломоносовим. Внесли внесок у вивчення заряджених частинок, що виникають при розчиненні речовин, Т. Гротгус і М. Фарадей, Р. Ленц. Арреніус довів, що електролітами є багато неорганічних і деякі органічні сполуки. Шведський вчений пояснив електропровідність розчинів розпадом речовини на іони. Теорія електролітичноїдисоціації Аррениуса не надавала значення безпосередньої участі молекул води в цьому процесі. Російські вчені Менделєєв, Каблуков, Коновалов та інші вважали, що відбувається сольватация - взаємодія розчинника і розчиненої речовини. Коли йде мова про водних системах, то застосовується назва «гідратація». Це складний фізико-хімічний процес, про що свідчить утворення гідратів, теплові явища, зміна кольору речовини і поява осаду.
Основні положення теорії електролітичної дисоціації (ТЕД)
Багато вчених працювали над уточненням теорії С. Арреніуса. Знадобилося її удосконалення з урахуванням сучасних даних про будову атома, хімічний зв'язок. Сформульовано основні положення ТЕД, що відрізняються від класичних тез кінця XIX століття:
Відбуваються явища необхідно враховувати при складанні рівнянь: застосувати спеціальний знак оборотного процесу, підрахувати негативні і позитивні заряди: вони в сумі повинні збігатися.
Механізм ЕД іонних речовин
Сучасна теорія електролітичноїдисоціації враховує будову речовин-електролітів і розчинників. При розчиненні зв'язку між різнойменно зарядженими частинками в іонних кристалах руйнуються під впливом полярних молекул води. Вони буквально «витягують» іони із загальної маси в розчин. Розпад супроводжується утворенням навколо іонів сольватной (в воді - гідратної) оболонки. Крім води, підвищеної діелектричної проникністю володіють кетони, нижчі спирти. При дисоціації хлориду натрію на іони Na \u200b\u200b+ і Cl - реєструється початкова стадія, яка супроводжується орієнтацією диполів води щодо поверхневих іонів в кристалі. На заключному етапі гідратованих іони звільняються і дифундують в рідину.
Механізм ЕД з'єднань з ковалентним сільнополярних зв'язком
Молекули розчинника впливають на елементи кристалічної будови неіонних речовин. Наприклад, вплив диполів води на хлороводневу кислоту призводить до зміни типу зв'язку в молекулі з ковалентного полярної на іонну. Речовина дисоціює, в розчин надходять гідратованих іони водню і хлору. Цей приклад доводить важливість тих процесів, які виникають між частинками розчинника і розчиненої сполуки. Саме ця взаємодія призводить до утворення іонів електроліту.
Теорія електролітичноїдисоціації і основні класи неорганічних сполук
У світлі основних положень ТЕД кислотою можна назвати електроліт, при розпаді якого з позитивних іонів можна виявити тільки протон Н +. Дисоціація підстави супроводжується утворенням або звільненням з кристалічної решітки тільки аниона ОН - і катіона металу. Нормальна сіль при розчиненні дає позитивний іон металу і негативний - залишку кислоти. Основна сіль відрізняється наявністю двох видів аніонів: ОН-групи і кислотного залишку. У кислої солі з катіонів присутні тільки водень і метал.
сила електролітів
Для характеристики стану речовини в розчині використовується фізична величина - ступінь дисоціації (α). Знаходять її значення з відношення кількості розпалися молекул до загального їх числа в розчині. Глибину дисоціації визначають різні умови. Важливі діелектричні показники розчинника, структура розчиненого з'єднання. Зазвичай ступінь дисоціації знижується з ростом концентрації і збільшується при підвищенні температури. Найчастіше ступінь дисоціації конкретного речовини виражають в частках від одиниці.
Класифікація електролітів
Теорія електролітичноїдисоціації в кінці XIX століття не містила положення про взаємодію іонів в розчині. Несуттєвим здавалося Арреніус вплив молекул води на розподіл катіонів та аніонів. Уявлення Аррениуса про сильних і слабких електролітах були формальними. Виходячи з класичних положень, можна отримати значення α \u003d 0,75-0,95 для сильних електролітів. В експериментах доведена незворотність їх дисоціації (α → 1). Практично повністю розпадаються на іони розчинні солі, сірчана і соляна кислоти, луги. Частково диссоциируют сірчиста, азотистая, плавикова, ортофосфорна кислоти. Слабкими електролітами вважаються кремнієва, оцтова, сірководнева і вугільна кислоти, гідроксид амонію, нерозчинні підстави. Воду також відносять до слабких електролітів. Дисоціює невелика частина молекул Н 2 О, одночасно відбувається молярізація іонів.
