11.Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация

В 1887 году шведский ученый Аррениус показал, что в растворах молекулы веществ распадаются на составные части – катионы и анионы. Носят название электролиты.

Основными причинами электролитической диссоциации являются, с одной стороны, взаимодействие растворенного вещества с растворителем, которое приводит к сольватации ионов, а с другой стороны - значительное ослабление электростатических взаимодействий между сольватированными ионами в среде, обусловленное ее электростатическим полем (диэлектрической проницаемостью растворителя). При этом работа, необходимая для разрушения молекул (кристаллической решетки), обеспечивается за счет энергии сольватации.

Электролитическая диссоциация лежит в основе деления растворов на два класса - растворы неэлектролитов и растворы электролитов. Наблюдаемое различие в коллигативных свойствах разбавленных растворов электролитов и неэлектролитов объясняется тем, что из-за электролитической диссоциации увеличивается общее число частиц в растворе. Это, в частности, приводит к увеличению осмотического давления раствора сравнительно с растворами неэлектролитов, понижению давления пара растворителя над раствором, увеличению изменения температуры кипения и замерзания раствора относительно чистого растворителя. Электролитической диссоциацией объясняется также ионная электропроводность электролитов.

Позднее русские ученые Каблуков и Кистяковский на основе основной химической теории доказали, что диссоциация протекает под воздействием молекул воды с образованием гидратированных веществ (гидратов).

КА=К⁺ + А^- ; КА + mH₂O = K⁺ · (H₂O)_n + A^- (H₂O)_p Cu Cl₂ = [Cu(H₂O)_n]²

Количественно процесс диссоциации можно просчитать с помощью степени электролитической диссоциации (альфа) и константы электролитической диссоциации (k).

Факторы, влияющие на степень электролитической диссоциации:

1. Природа растворимого вещества.

2.Природа растворителя.

3. Температура.

4. Концентрация: разбавление раствора приводит к увеличению степени электролитической диссоциации.

5. Влияние одноименного иона, приводящее к уменьшению степени электролитической диссоциации: при введении, например, в раствор слабой уксусную кислоты, равновесие диссоциации ее соли (ацетата аммония) от влияния, создаваемого избытком ацетат ионов, создаваемого солью, смещается влево. (пример из тетради)

Растворы диссоциации слабой уксусной кислоты: CH₃COOH = CH₃COO^- + H⁺ - равновесный процесс. Поэтому к этому процессу можно применить для расчета понятия константы химического равновесия:

Как правило, константа диссоциации используется для количественной оценки диссоциации слабых электролитов.

Учитывая, что при электролитической диссоциации электролитов количество частиц в растворе растет, выше рассмотренные законы и следствия для растворов неэлектролитов в применении к электролитам несколько видоизменяются, например:

Закон Вант-Гоффа для электролитов – р_осм = ί · CRT, где ί- изотонический коэффициент. Он представляет собой (

, где в числителе стоят экспериментально измеренные значения величин для растворов электролитов, а в знаменателе теоретически рассчитанные значения по формулам для растворов неэлектролитов той же концентрации.

12.Степень электролитической диссоциации

Количественно процесс диссоциации можно просчитать с помощью степени электролитической диссоциации (альфа) и константы электролитической диссоциации (k).

Факторы, влияющие на степень электролитической диссоциации:

1. Природа растворимого вещества.

2.Природа растворителя.

3. Температура.

4. Концентрация: разбавление раствора приводит к увеличению степени электролитической диссоциации.

5. Влияние одноименного иона, приводящее к уменьшению степени электролитической диссоциации: при введении, например, в раствор слабой уксусную кислоты, равновесие диссоциации ее соли (ацетата аммония) от влияния, создаваемого избытком ацетат ионов, созаваемого солью, смещается влево. (пример из тетради)

Растворы диссоциации слабой уксусной кислоты: CH₃COOH = CH₃COO^- + H⁺ - равновесный процесс. Поэтому к этому процессу можно применить для рассчета понятия константы химического равновесия:

Как правило, константа диссоциации используется для количественной оценки диссоциации слабых электролитов.

Закон Вант-Гоффа для электролитов – р_осм = ί · CRT, где ί- изотонический коэффициент. Он представляет собой (

, где в числителе стоят экспериментально измеренные значения величин для растворов электролитов, а в знаменателе теоритически рассчитанные значения по формулам для растворов неэлектролитов той же концентрации.

Сильные и слабые электролиты

СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы.

При написании уравнений диссоциации сильных электролитов ставят знак равенства.

К сильным электролитам относятся:

·        Растворимые соли (смотри таблицу растворимости);

·        Многие неорганические кислоты: HNO₃, H₂SO₄, HClO₃, HClO₄, HMnO₄, HCl, HBr, HI (смотри  кислоты-сильные электролиты в таблице растворимости);

·        Основания щелочных (LiOH, NaOH,KOH) и щелочноземельных (Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂) металлов (смотри основания-сильные электролиты в таблице растворимости).

 

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ в водных растворах лишь частично (обратимо) диссоциируют на ионы.

При написании уравнений диссоциации слабых электролитов ставят знак  обратимости.

К слабым электролитам относятся:

·        Почти все органические кислоты и вода (Н₂О);

·        Некоторые  неорганические кислоты: H₂S, H₃PO₄, HClO₄, H₂CO₃, HNO₂, H₂SiO₃ (смотри  кислоты-слабые электролиты в таблице растворимости);

·        Нерастворимые гидроксиды металлов (Mg(OH)₂, Fe(OH)₂, Zn(OH)₂) (смотри основания-cлабые электролиты в таблице растворимости).

 Константы диссоциации слабых электролитов

В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо и к нему может быть применен закон действия масс. Так, для процесса диссоциации слабой уксусной кислоты CH₃COOH ↔ [CH₃COO^-] + [H⁺] константа равновесия имеет вид: 

Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называетсяконстантой диссоциации (К_д). Константа диссоциации указывает на прочность молекулы в данном растворе. Чем меньше К_д , тем слабее диссоциирует электролит и тем, следовательно, устойчивее его молекулы. Например, борная кислота Н₃ВО₃, К_д которой 5,8 ∙ 10^-10 ,более слабый электролит, чем уксусная, К_д которой равна 1,8 ∙ 10^-5.

Константа и степень диссоциации связаны соотношением (закон разбавления Оствальда):

,