31

Государственное учреждение

высшего профессионального образования

«БЕЛОРУССКО – РОССИЙСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ»

Кафедра «Технология металлов»

ХИМИЯ

Методические указания к практическим занятиям и самостоятельной работы студентов всех специальностей

Гальванические элементы

Коррозия металлов

Могилев 2008

УДК 54

ББК 24.1

Х 65

Рекомендовано к опубликованию

Учебно-методическим управлением

ГУ ВПО «Белорусско-Российский университет»

Одобрено кафедрой «Технологии металлов» «30» мая 2008 г., протокол № 10

Составитель: ст. преподаватель Н. Л. Николаева

Рецензент: канд. биол. наук, доцент Н.О. Мартусевич

В методических указаниях раскрыто содержание тем «Гальванические элементы» и «Коррозия металлов». Вниманию студентов предложены основные понятия и законы данных тем, приведены примеры написания электродных процессов, составления схем работы гальванических элементов. Так же рассмотрены примеры решения некоторых задач и даны контрольные вопросы и упражнения.

Учебное издание

ХИМИЯ

Ответственный за выпуск Г. Ф. Ловшенко

Технический редактор А. А. Подошевко

Компьютерная верстка

Подписано в печать . Формат 60х84 1/16. Бумага офсетная. Гарнитура Таймс.

Печать трафаретная. Усл. печ. л. . Уч.-изд. л. . Тираж 265 экз. Заказ № ________

Издатель и полиграфическое исполнение

Государственное учреждение высшего профессионального образования

«Белорусско-Российский университет»

ЛИ № 02330/375 от 29.6.2004 г.

212030, г.Могилев, пр.Мира, 43

 ГУ ВПО Белорусско-Российский

университет, 2008

1 Электролитическая диссоциация Реакции ионного обмена

1.1 Электролитическая диссоциация.

1.1.1 Основные положения теории электролитической диссоциации.

Растворы – это гомогенные (однофазные) системы переменного состава, состоящие из двух или более веществ (компонентов).

По характеру агрегатного состояния растворы могут быть газообразными, жидкими и твердыми. Обычно компонент, который в данных условиях находится в том же агрегатном состоянии, что и образующийся раствор, считают растворителем, остальные составляющие раствора – растворенными веществами. В случае одинакового агрегатного состояния компонентов растворителем считают тот компонент, который преобладает в растворе.

В химической практике наиболее важны растворы, приготовленные на основе жидкого растворителя. Именно жидкие смеси в химии называют просто растворами. Наиболее широко применяемым неорганическим растворителем является вода. Растворы с другими растворителями называются неводными.

Известно, что одни вещества в водном растворе проводят электрический ток (электролиты), а другие его не проводят (неэлектролиты). Электролит (распадается на ионы под действием полярных молекул растворителя) проводит электрический ток в результате того, что направленное перемещение его ионов, создает поток электрических зарядов. К числу электролитов относятся вещества с ковалентным полярным или ионным типом связи (основания, кислоты, соли). Неэлектролит практически не распадается на ионы и поэтому не обладает способностью проводить электрический ток (сахар, спирт, бензол и другие органические вещества). Растворитель обязательно должен иметь ковалентную полярную связь. В неполярном растворителе (гексан, ацетон, бензол) диссоциации электролитов не происходит.

Распад электролитов на ионы при растворении в воде или расплавлении называется электролитической диссоциацией. Электролитическая диссоциация происходит вследствие взаимодействия растворенного вещества с растворителем; по данным спектроскопических методов, это взаимодействие носит в значительной мере химический характер. Процесс взаимодействия ионов кристаллической решетки с молекулами растворителя называется сольватацией.

Этот процесс впервые объяснил в 1887 г. шведский ученый С. Аррениус в теории электролитической диссоциации, основными положениями которой являются следующие.

1 Электролиты под действием растворителя распадаются на положительные и отрицательно заряженные ионы.

2 Общий заряд катионов в растворе равен общему заряду анионов, поэтому раствор всегда электронейтрален.

3 Если через раствор пропускать электрический ток, то положительно заряженные ионы перемещаются к отрицательному полюсу – катоду, поэтому они называются катионами. Отрицательно заряженные ионы перемещаются к положительному полюсу – аноду, поэтому они называются анионами.

4 Ионы и атомы одних и тех же элементов отличаются друг от друга по свойствам.

5 Диссоциация является обратимым равновесным процессом.

Для того, чтобы написать ион, справа вверху от знака атома элемента пишется величина и знак заряда. Например, атом натрия – Na, а ион натрия – Na⁺ (читается: «однозарядный катион натрия»); атом меди – Cu, а ион меди – Cu²⁺ (читается: «двухзарядный катион меди»); атом серы – S, ион серы – S^2– (читается: «двухзарядный анион серы») и т. д.

1.1.2 Механизм электролитической диссоциации. Механизм электролитической диссоциации – распада молекул или кристаллов растворяемого вещества на ионы под влиянием молекул растворителя – был понят несколько позднее. Согласно современным воззрениям, такой распад является результатом взаимодействия полярных молекул растворителя, например воды, с молекулами или кристаллической решеткой растворяемого вещества. Молекулы растворителя атакуют кристаллическую решетку, разрушая ее и переводя составные части решетки (ионы) в раствор в форме сольватированных (гидратированных) заряженных частиц. Окружающие эти ионы полярные молекулы растворителя ориентированы в соответствии с зарядом ионов. Растворение электролита в известной мере упорядочивает молекулы растворителя.

Как говорилось ранее, электролитической диссоциации подвергаются вещества с ионным или ковалентным полярным типом связи. Исходя из этого, выделяют два типа диссоциации веществ на ионы.

1.1.2.1 Механизм электролитической диссоциации ионных веществ (ион - дипольный механизм). Молекула воды имеет ковалентную связь (Н₂^+ΔО^–Δ; +Δ и –Δ частичные заряды) и представляет собой диполь («ди» – два). При растворении соединений с ионными связями (например, NaCl, кристаллическая решетка которого состоит из положительных ионов натрия Na⁺ и отрицательных ионов хлора Cl^–) процесс гидратации начинается с ориентации диполей воды вокруг всех выступов и граней кристаллов соли (диполи воды ориентируются к положительным ионам своим отрицательным полюсом и наоборот).

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. Между ионами и диполями возрастают силы электростатического притяжения, которые «растаскивают» или расчленяют ионную кристаллическую решетку на отдельные ионы Na⁺ и Cl^–, окруженные диполями воды (поэтому их называют гидратированными ионами). При этом гидратированные ионы слой за слоем переходят в растворитель и, перемешиваясь с его молекулами, образуют раствор (рисунок 1).

Рисунок 1 – Процесс образования ионов соли

Процесс продолжается до полной диссоциации кристалла на ионы. Ион – дипольный механизм применим к диссоциации сильных электролитов.

1.1.2.2 Механизм электролитической диссоциации полярных веществ (диполь – дипольный механизм). Если же вещество растворенное имеет ковалентную полярную связь, то процесс идет иначе, но в растворе все же образуются гидратированные ионы. В полярном соединении, в отличие от ионного, нет готовых ионов. Они образуются в процессе растворения вещества в воде, в процессе взаимодействия их с молекулами растворителя. И электролит, и вода являются диполями. Вокруг каждой полярной молекулы вещества (например, HCl), определенным образом ориентируются диполи воды. Два диполя притягиваются друг к другу, взаимно усиливая диполи (происходит увеличение полярности молекул). Оба полюса молекулы электролита оказываются гидратированными молекулами воды. В результате взаимодействия с диполями воды полярная молекула еще больше поляризуется и превращается в ионную, затем происходит полный разрыв молекулы электролита. Далее уже легко образуются свободные гидратированные ионы. В конечном итоге картина та же самая: гидратированные ионы уходят в раствор (рисунок 2).

Рисунок 2 – Образование ионов из полярной молекулы HCl

Если молекулы веществ построены по ковалентному неполярному виду связи, то при растворении их в воде ионы не образуются, т. к. неполярные молекулы не испытывают со стороны диполей воды такого воздействия, как молекулы ионные и полярные. По ковалентному неполярному виду построены молекулы большинства органических веществ.

Нередко встречаются вещества, в молекулах которых наблюдается два вида связи. Например, в гидроксиде натрия – NaOH натрий связан с гидроксогруппой ионной связью, а водород с кислородом – ковалентной. В молекуле серной кислоты H₂SO₄ связь водорода с кислотным остатком более полярна, чем связь серы с кислородом. В нитрате алюминия Al(NO₃)₃ алюминий связан с кислотным остатком ионной связью, а атомы азота с атомами кислорода – ковалентной. В таких случаях распад молекулы на ионы происходит по месту ионной или наиболее полярной связи, для расщепления которых требуется меньше энергии. Из сказанного следует, что ионы могут быть образованы не только из отдельных атомов, но и групп атомов.

1.1.3 Степень электролитической диссоциации. Ввиду обратимости процесса электролитической диссоциации в растворах электролитов наряду с ионами присутствуют и недиссоциированные молекулы. Для количественной оценки процесса электролитической диссоциации используется понятие степени электролитической диссоциации. Степень электролитической диссоциации α – это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул:

(1)

Степень диссоциации определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α =1, или 100 %, то электролит полностью распался на ионы. Если же, например, α = 30 %, то это означает, что из каждых 100 молекул электролита на ионы распадается 30.

Степень электролитической диссоциации зависит: от природы растворителя, природы растворяемого вещества, температуры и концентрации раствора.

В зависимости от степени диссоциации различают сильные и слабые электролиты. Чем больше α, тем сильнее электролит.