Обновлено: 05.07.2024

Электролитическая диссоциация

Электролит и ческая диссоци а ция, распад вещества на ионы при растворении. Электролитическая диссоциация происходит вследствие взаимодействия растворённого вещества с растворителем; по данным спектроскопических методов, это взаимодействие носит в значительной мере химический характер (см. Сольватация). Наряду с сольватирующей способностью молекул растворителя определённую роль в электролитической диссоциации играет также макроскопическое свойство растворителя — его диэлектрическая проницаемость.

Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 80-х гг. 19 в. Она основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации а, т. е. долей распавшихся молекул электролита. Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается действующих масс законом. Например, электролитическая диссоциация бинарного электролита КА выражается уравнением типа КА Û К + + А - . Константа диссоциации К_д определяется активностями катионов а_К+, анионов а_А- и недиссоциированных молекул а_КА следующим образом:

Значение К_д зависит от природы растворённого вещества и растворителя, а также от температуры и может быть определено несколькими экспериментальными методами. Степень диссоциации ее может быть рассчитана при любой концентрации a электролита с помощью соотношения:

В простейших случаях (большие одноатомные однозарядные ионы) приближённые значения константы диссоциации в разбавленных растворах сильных электролитов можно вычислить теоретически, исходя из представлений о чисто электростатическом взаимодействии между ионами в непрерывной среде — растворителе.

Лит.: Измайлов Н. А., Электрохимия растворов, 3 изд., М.,1976; Monk C. В., Electrclytic dissociation, L. — N. Y., 1961.

От природы растворителя, концентрации раствора и температуры зависит степень электролитической диссоциации . При разбавлении раствора она увеличивается, так как увеличивается число молекул воды, приходящееся на молекулу электролита; происходит более интенсивный распад молекул электролита на ионы. Повышение температуры раствора увеличивает энергию полярных молекул воды, вызывающих распад молекул электролита на ионы. Оба эти фактора вызывают увеличение концентрации ионов электролита в растворе. Чем более полярен растворитель, тем лучше диссоциирует в нем данный электролит, и тем больше степень диссоциации последнего.

Растворы состоят из растворителя и одного (или более) растворенных веществ. Наиболее распространенными яв­ля­­ют­ся водные растворы (растворитель вода). В неводных растворах, которые в последнее время находят все боль­шее применение, могут быть использованы другие раство­рители (бензол, спирт, жидкий аммиак и т.д.).

Растворенное вещество в растворах находится в виде изолированных молекул или ионов. В процессе образо­вания раствора большую роль играет взаимодей­ствие частиц растворенного вещества (молекул или ионов) с молекулами растворителя, т.е. сольватация (гидратация, если раствори­те­лем является вода). Энерге­ти­ческий эффект, наблюдае­мый при растворении 1 моля вещества, называется энтальпией растворения (кДж/моль). Процесс растворения может быть экзотерми­чес­ким (например, КОН) или эндотермическим (например, КNO₃). Сольва­тация (гидрата­ция) играет решающую роль и в процессах электро­литической диссоциации молекул растворенного вещества на ионы.

В соответствии с теорией электролитической диссо­циа­­ции в растворах некоторых веществ происходит об­ратимый распад молекул на ионы. Поэтому в растворах таких ве­ществ одновременно присутствуют молекулы и ионы. Количественно способность молекул вещества к электро­литической диссоциации описывается степенью электроли­ти­чес­кой диссоциации a (a % = a × 100 %) и константой электролитической диссоциации K_дис., т.е. константой равно­ве­сия, записанной для обратимого про­цес­са электро­литической диссоциации. Способность к элект­ро­ли­ти­ческой диссоциации зависит от природы раство­ренного вещества, природы растворителя, от тем­пе­ратуры, концент­ра­ции раствора и наличия в растворе одноименных ионов. Закон разбавления (разве­де­ния) Ост­вальда устанавливает взаимо­связь между a, K_дис и мо­лярной концентрацией раство­рен­ного вещества в раство­ре С_М

По величине степени диссоциации a электролиты условно делят на слабые (a 30 %) и средней силы (a = 3-30 %).

Классы	Электролиты
сильные	слабые	средние
Кислоты	HCl, HNO3, HI, H2SO4	HF, HCN, CH3COOH, H2S, H2CO3, H2SO3	H3PO4
Основания	NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2,	Zn(OH)2, Al(OH)3	-
Соли	большинство	-	-

В растворах сильных электролитов (особенно при ма­лых концентрациях С_м -16 ). Произведение [Н + ] × [ОН - ] = 10 -14 при t = 22 o C постоянно для чистой воды и водных растворов различных веществ. Возможность и скорость протекания реакций в водных растворах в большей степени зависит от концентрации [Н + ], поэтому эта величина имеет большое значение. Для удобства используют не величину [Н + ], а водородный показатель рН = -lg[Н + ].

Растворы состоят из растворителя и одного (или более) растворенных веществ. Наиболее распространенными яв­ля­­ют­ся водные растворы (растворитель вода). В неводных растворах, которые в последнее время находят все боль­шее применение, могут быть использованы другие раство­рители (бензол, спирт, жидкий аммиак и т.д.).

Растворенное вещество в растворах находится в виде изолированных молекул или ионов. В процессе образо­вания раствора большую роль играет взаимодей­ствие частиц растворенного вещества (молекул или ионов) с молекулами растворителя, т.е. сольватация (гидратация, если раствори­те­лем является вода). Энерге­ти­ческий эффект, наблюдае­мый при растворении 1 моля вещества, называется энтальпией растворения (кДж/моль). Процесс растворения может быть экзотерми­чес­ким (например, КОН) или эндотермическим (например, КNO₃). Сольва­тация (гидрата­ция) играет решающую роль и в процессах электро­литической диссоциации молекул растворенного вещества на ионы.

В соответствии с теорией электролитической диссо­циа­­ции в растворах некоторых веществ происходит об­ратимый распад молекул на ионы. Поэтому в растворах таких ве­ществ одновременно присутствуют молекулы и ионы. Количественно способность молекул вещества к электро­литической диссоциации описывается степенью электроли­ти­чес­кой диссоциации a (a % = a × 100 %) и константой электролитической диссоциации K_дис., т.е. константой равно­ве­сия, записанной для обратимого про­цес­са электро­литической диссоциации. Способность к элект­ро­ли­ти­ческой диссоциации зависит от природы раство­ренного вещества, природы растворителя, от тем­пе­ратуры, концент­ра­ции раствора и наличия в растворе одноименных ионов. Закон разбавления (разве­де­ния) Ост­вальда устанавливает взаимо­связь между a, K_дис и мо­лярной концентрацией раство­рен­ного вещества в раство­ре С_М

По величине степени диссоциации a электролиты условно делят на слабые (a 30 %) и средней силы (a = 3-30 %).

Классы	Электролиты
сильные	слабые	средние
Кислоты	HCl, HNO3, HI, H2SO4	HF, HCN, CH3COOH, H2S, H2CO3, H2SO3	H3PO4
Основания	NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2,	Zn(OH)2, Al(OH)3	-
Соли	большинство	-	-

В растворах сильных электролитов (особенно при ма­лых концентрациях С_м -16 ). Произведение [Н + ] × [ОН - ] = 10 -14 при t = 22 o C постоянно для чистой воды и водных растворов различных веществ. Возможность и скорость протекания реакций в водных растворах в большей степени зависит от концентрации [Н + ], поэтому эта величина имеет большое значение. Для удобства используют не величину [Н + ], а водородный показатель рН = -lg[Н + ].

Электролитической диссоциацией называют процесс, в ходе которого молекулы растворенного вещества распадаются на ионы в результате взаимодействия с растворителем (воды). Диссоциация является обратимым процессом.

Диссоциация обуславливает ионную проводимость растворов электролитов. Чем больше молекул вещества распадается на ионы, тем лучше оно проводит электрический ток и является более сильным электролитом.

В общем виде процесс электролитической диссоциации можно представить так:

KA ⇄ K + (катион) + A - (анион)

Замечу, что сила кислоты определяется способностью отщеплять протон. Чем легче кислота его отщепляет, тем она сильнее.

У HF крайне затруднен процесс диссоциации из-за образования водородных связей между F (самым электроотрицательным элементом) одной молекулы и H другой молекулы.

Ступени диссоциации

Некоторые вещества диссоциируют на ионы не в одну стадию (как NaCl), а ступенчато. Это характерно для многоосновных кислот: H₂SO₄, H₃PO₄.

Посмотрите на ступенчатую диссоциацию ортофосфорной кислоты:

Важно заметить, что концентрация ионов на разных ступенях разная. На первых ступенях ионов всегда много, а до последних доходят не все молекулы. Поэтому в растворе ортофосфорной кислоты концентрация дигидрофосфат-анионов будет больше, чем фосфат-анионов.

Для серной кислоты диссоциация будет выглядеть так:

Для средних солей диссоциация чаще всего происходит в одну ступень:

Из одной молекулы ортофосфата натрия образовалось 4 иона.

Из одной молекулы сульфата калия образовалось 3 иона.

Электролиты и неэлектролиты

Химические вещества отличаются друг от друга по способности проводить электрический ток. Исходя из этой способности, вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.

Электролиты - жидкие или твердые вещества, в которых присутствуют ионы, способные перемещаться и проводить электрический ток. Связи в их молекулах обычно ионные или ковалентные сильнополярные.

К ним относятся соли, сильные кислоты и щелочи (растворимые основания).

Степень диссоциации сильных электролитов составляет от 0,3 до 1, что означает 30-100% распад молекул, попавших в раствор, на ионы.

Неэлектролиты - вещества недиссоциирующие в растворах на ионы. В молекулах эти веществ связи ковалентные неполярные или слабополярные.

К неэлектролитам относятся многие органические вещества, слабые кислоты, нерастворимые в воде основания и гидроксид аммония.

Степень их диссоциации до 0 до 0.3, то есть в растворе неэлектролита на ионы распадается до 30% молекул. Они плохо или вообще не проводят электрический ток.

Молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения

Молекулярное уравнение представляет собой запись реакции с использованием молекул. Это те уравнения, к которым мы привыкли и которыми наиболее часто пользуемся. Примеры молекулярных уравнений:

• Слабые электролиты (в их числе вода)
• Осадки
• Газы

Сокращенное ионное уравнение записывается путем сокращения одинаковых ионов из левой и правой части. Просто, как в математике - остается только то, что сократить нельзя.

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Читайте также:

  
• Природные зоны ленинградской области кратко
  
• Национальный вопрос в ссср и причины его обострения в условиях перестройки распад ссср кратко
  
• В гостях у самовара сценарий для детского сада
  
• Поделки по теме америка в доу
  
• Проблемы развития мышления в современном школьном образовании