19. Теория электролитической диссоциации

Распад молекул электролитов на ионы в процессе растворения или расплавления называют электролитической диссоциацией.

Для объяснения особенностей водных растворов электролитов шведским ученым С.Аррениусом в 1887 г. была предложена теория электролитической диссоциации.

Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям:

1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы - положительные и отрицательные.

Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома - это простые ионы (Na⁺, Mg²⁺, Аl³⁺ и т.д.) - или из нескольких атомов - это сложные ионы (NО₃^-, SO^2-₄, РО^З-₄и т.д.).

2.  Под действием  электрического  тока ионы  приобретают  направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицатель­но заряженные - к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые - анионами.

Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами.

3. Диссоциация - обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация)

Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости. Например, уравнение диссо­циации молекулы электролита КA на катион К⁺ и анион А^- в общем виде записывается так:

КА   K⁺ + A^-

Теория электролитической диссоциации является одной из основ­ных теорий в неорганической химии и полностью согласуется с атомно-молекулярным учением и теорией строения атома.

20. Изотонический коэффициент

В 1887 г. Вант – Гоф установил, что осмотическое давление в растворах кислот, щелочей и солей больше, чем рассчитанное по его уравнению. Он ввёл i – изотонический коэффициент в эти уравнения. Поэтому растворы с одинаковым осмотическим давлением называют изотоническими.

Росм.= i См R T = N2

i зависит от природы раствора и концентрации, показывает во сколько раз истинное число частиц в р-ре больше числа растворённых частиц. Если i =1, то вещ-во не диссоциирует на молекулы. Для одного и того же р-ра i во всех 4-х уравнениях одинаково. Для электролитов i>1

21. Степень диссоциации. Понятие о сильных и слабых электролитах

Степенью диссоциации электролита называется отношение числа его молекул,распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе.

Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как: HCl, HBr, HI, HNO₃).

Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (слабые кислоты), основания p-, d-, и f- элементов.

Сильные электролиты в водных растворах диссоциируют практически нацело.

Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично, и в растворе устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.

К сильным электролитам принадлежат почти все соли;из важнейших кислот и оснований к ним относятся HNO₃,HCl, HS,KOH, NaOH, Ba(OH)_2, Ca(OH)₃

К слабым –большинство органических кислот, а из важнейших неорг.соединений к ним принадлежат H₂CO₃, H₂S, H₂SiO₃, NH₄OH

α – степень диссоциации, это доля молекул электролита, распавшихся на ионы

α=i-1/m-1

i – изотонический коэф. для электролитов приним.>1 Растёт с разбавлением раствора

m – число ионов, на которые распадается молекула

По степени диссоциации электролиты делятся на сильные (α>30%), слабые (α<3%) и средн.силы (30%>α>3%)