Лекция № 30. Теория электролитической диссоциации
Электролитами называются вещества, растворы которых обладают электрической проводимостью. К электролитам относятся растворы кислот, солей и щелочей. Соли и щелочи проводят электрический ток не только в растворах, но и в расплавах. Неэлектролитами называются вещества, растворы которых не обладают электрической проводимостью. К неэлектролитам относятся многие органические вещества, сухие соли и основания, дистиллированная вода.
Теория электролитической диссоциации
В 1887 г. шведский ученый Сванте Аррениус выдвинул теорию электролитической диссоциации. Электролитической диссоциацией называется процесс распада электролита на сольватированные ионы под действием молекул растворителя. Теория Аррениуса заключалась в следующем:
1. При растворении в воде (или расплавлении) электролиты распадаются на положительно (катионы) и отрицательно (анионы) заряженные ионы (т.е. подвергаются электролитической диссоциации).
2. Под действием электрического тока катионы двигаются к отрицательно заряженному электроду (катоду), а анионы – к положительно заряженному электроду (аноду).
3. Электролитическая диссоциация – процесс обратимый (обратная реакция называется моляризацией).
Механизм электролитической диссоциации ионных веществ
При растворении соединений с ионными связями (например, NaCl) процесс гидратации начинается с ориентации диполей воды вокруг всех выступов и граней кристаллов соли. 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. При этом гидратированные ионы слой за слоем переходят в растворитель и, перемешиваясь с его молекулами, образуют раствор.
Механизм электролитической диссоциации полярных веществ
Аналогично диссоциируют и вещества, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи (полярные молекулы). Вокруг каждой полярной молекулы вещества (например, HCl), определенным образом ориентируются диполи воды. В результате взаимодействия с диполями воды полярная молекула еще больше поляризуется и превращается в ионную, далее уже легко образуются свободные гидратированные ионы.
Процесс электролитической диссоциации принято записывать в виде схемы, не раскрывая его механизма и опуская растворитель (H2O), хотя он является основным участником:
CaCl2 = Ca2+ + 2Clˉ
HNO3 = H+ + NO3ˉ
Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OHˉ
Из электронейтральности молекул следует вывод, что суммарный заряд катионов и анионов должен быть равен нулю. Например, Al2(SO4)3: 2·(+3) + 3·(-2) = +6 – 6 = 0.
Количественной характеристикой процесса диссоциации электролита является степень диссоциации. Степень электролитической диссоциации (α) зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации. Она показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n) к общему числу молекул, введенных в раствор (N) и выражается в долях единицы или в %:
0
По величине степени диссоциации все электролиты делятся на сильные и слабые. Сильные электролиты – это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4, HMnO4, HNO3) и сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2). В растворе сильного электролита растворённое вещество находится в основном в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически отсутствуют. Степень диссоциации сильных электролитов α30%.
Слабые электролиты – это вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Степень диссоциации α3COOH, C2H5COOH и др.); некоторые неорганические кислоты (H2CO3, H2SO3, H2SiO3, HCN, HNO2, H3PO4, HF, H2S и др.); почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH); вода. Они плохо (или почти не проводят) электрический ток.
Реакции ионного обмена
Реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов, называются реакциями ионного обмена.
Правила составления ионных уравнений реакций
1. Нерастворимые в воде соединения (простые вещества, оксиды, некоторые кислоты, основания и соли) не диссоциируют и на ионы не расписываются.
2. Сумма электрических зарядов ионов в левой и в правой части уравнения должна быть одинаковой.
Порядок составления ионных уравнений реакции
1. Записывают молекулярное уравнение реакции:
MgCl2 + 2AgNO3 = 2AgCl + Mg(NO3)2
2. Определяют растворимость каждого из веществ с помощью таблицы растворимости:
p p н p
MgCl2 + 2AgNO3 = 2AgCl↓ + Mg(NO3)2
3. Записывают полное ионное уравнение реакции
Mg2+ + 2Clˉ + 2Ag+ + 2NO3ˉ = 2AgCl↓ + Mg2+ + 2NO3ˉ
5. Составляют сокращенное ионное уравнение, сокращая одинаковые ионы с обеих сторон:
Mg2+ + 2Clˉ + 2Ag+ + 2NO3ˉ = 2AgCl↓ + Mg2+ + 2NO3ˉ
Ag+ + Clˉ = AgCl↓
Условия необратимости реакций ионного обмена
1. Если образуется осадок (↓):
Pb(NO3)2 + 2KI = PbI2↓ + 2KNO3
Pb2+ + 2Iˉ = PbI2↓
2. Если выделяется газ (↑):
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + CO2↑
CO32- + 2H+ = H2O + CO2↑
3. Если образуется малодиссоциированное вещество (H2O):
Ca(OH)2 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + 2H2O
H+ + OHˉ = H2O
В тех случаях, когда нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, малодиссоциированных соединений (H2O), реакции обмена обратимы.
Теория кислот и оснований
На основании теории электролитической диссоциации Аррениус дал новые определения основаниям, кислотам и солям.
Кислоты – это электролиты, диссоциирующие с образованием катионов водорода Н+:
HNO3 = H+ + NO3ˉ
Диссоциация многоосновных кислот протекает по ступеням:
H3PO4 = H+ + H2PO4ˉ I ступень
H2PO4ˉ = H+ + HPO42ˉ II ступень
HPO42ˉ = H+ + PO43ˉ III ступень
Основания – это электролиты, диссоциирующие с образованием гидроксид-ионов ОНˉ:
NaOH = Na+ + OHˉ
Если основание содержит в молекуле несколько гидроксильных групп, то диссоциация будет происходить ступенчато:
Сa(OH)2 =СаОН+ + OHˉ I ступень
СaOH+ =Сa2+ + OHˉ II ступень
Уравнение полной диссоциации имеет следующий вид:
Сa(OH)2 = Сa2+ + 2OHˉ
Диссоциацию растворенной части амфотерного гидроксида можно представить следующей схемой:
H+ + МеO– = МеOH = Ме+ + OH –.
В насыщенном водном растворе амфотерного гидроксида ионы H+, МеO– и Ме+, OH– находятся в состоянии равновесия, поэтому амфотерные гидроксиды взаимодействуют и с кислотами и с основаниями. При добавлении кислоты равновесие смещается в сторону диссоциации по типу основания, при добавлении основания – в сторону диссоциации по типу кислоты.
Соли – это электролиты, диссоциирующие с образованием катионов, отличных от ионов Н+, и анионов, отличных от ионов ОНˉ:
NaCl = Na+ + Clˉ
KHCO3 = K+ + HCO3ˉ
AlOHCl2 = AlOH2+ + 2Clˉ
4