Электролитическая диссоциация — уравнение и формула, степень

Электролитическая диссоциация

Сильные кислоты, основания и соли, которые могут активно растворяться в H2O, относятся к соединениям, которые отлично пропускают ток. Примеры веществ, водные соединения которых не могут проводить электрический ток:

  • глюкоза;
  • фруктоза;
  • алкоголь.

С. Аррениус

Причина электропроводности была открыта в 1877 году шведским ученым С. Аррениусом. Он долгое время изучал свойства различных соединений и в итоге обнаружил, что в некоторых из них присутствуют ионы. Именно они проводят электрический ток. Частицы образуются при растворении некоторых ингредиентов в воде. Этот процесс называется электролитической диссоциацией.

С. Аррениус считал, что частицы изначально находились в растворах. При этом не учитывался тот факт, что при взаимодействии электролита и воды происходит химическая реакция. Пытаясь объяснить процесс диссоциации, этот ученый опирался на физическую теорию растворов.

Напротив, российские физико-химики Вадимир Александрович Кистяковский и Иван Алексеевич Каблуков применили подход Д.И.Менделеева. Основываясь на химической теории, они смогли получить доказательства того, что реакция протекает постепенно. Когда компонент растворяется в воде, сначала образуются гидраты. Следующий шаг — выброс ионов. Атомы водорода в молекуле воды расположены под углом 104,5 °. При этом они словно окутывают стихию, которая впоследствии переходит в свободное состояние.

Обратимость реакции

Активнее диссоциируют вещества с ионной кристаллической решеткой. Они уже состоят из мельчайших элементов, среди которых есть положительно и отрицательно заряженные. Молекула воды — это диполь — 2 полюса противоположного заряда. При растворении к ним притягиваются частицы вещества. При этом связи в кристаллической решетке ослабляются. Кристалл распадается, и раствор насыщается элементами. Процесс электролитической диссоциации схематически можно представить следующим образом:

Молекулы воды

  1. Молекулы воды ориентируются вокруг частиц с противоположными концами заряда.
  2. Диполи взаимодействуют с ионами, расположенными в поверхностных слоях кристаллической решетки.
  3. Кристалл электролита диссоциирует с образованием гидратированных элементов.

Аналогичным образом происходит диссоциация электролитов, состоящих из молекул с ковалентной связью. Диполи воды влияют на молекулы вещества. В этом случае ковалентная связь превращается в ионную. Механизм диссоциации выглядит так:

Теории электролитической диссоциации

  1. Диполи воды притягиваются к полюсам электролита.
  2. Молекулы жидкого и твердого компонентов раствора взаимодействуют.
  3. Ковалентная полярная связь превращается в ионную — происходит ионизация.
  4. Молекулы электролита распадаются на гидратированные ионы.

В естественных условиях частицы в растворе движутся хаотично. При этом некоторые из них сталкиваются и объединяются. Этот процесс называется ассоциацией. Визуализируя эти реакции в виде формулы или уравнения электролитической диссоциации, они ставят знак обратимости. Он показывает, что противоположные реакции происходят одновременно. Гидроксиды с этим свойством называют амфотерными.

Некоторые слабые электролиты обратимо и постепенно диссоциируют. К ним относятся угольная и сероводородная кислоты, гидроксид магния. Гидратированные и негидратированные частицы обладают разными свойствами. Например, при гидратации катион или анион меди становится синим. Когда он не гидратирован, он белый.

В гидратированном элементе количество молекул воды может быть постоянным или переменным.

Определение степени

В водном растворе вещества ионы и молекулы присутствуют одновременно. Их количество варьируется. Чтобы понять, сколько частиц находится в растворе в настоящее время, в химии стали использовать специальный показатель — степень диссоциации. Обычно обозначается буквой «альфа» (а). Определение этого индикатора выглядит так: p и т.д. — отношение ионов к общему количеству частиц, растворенных в жидкости. Степень D. Выражается в процентах (%) или дробях.

Ионы и молекулы

Когда а = 100% или 1, это означает, что электролит полностью разложился на ионы. Если а = 0, реакции нет. Степень диссоциации неодинакова для разных жидкостей. Изначально это связано со свойствами электролита. Кроме того, интенсивность разложения зависит от количества электролита и воды, присутствующих в растворе. Чем более концентрированным является соединение, тем ниже показатель степени и наоборот.

Классификация и некоторые особенности диссоциации электролитных растворов

По степени эректильной дисфункции электролиты делятся на 3 группы (см. Таблицу 1):

  1. сильный
  2. средняя сила
  3. слабый

Таблица 1

Классификация электролитов Сильные электролиты Средние электролиты Слабые электролиты
Значение степени диссоциации (α) α> 30% 3% α≤30% α <3%
Примеры 1. Растворимые соли;

2. Сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, H2SO4 (разбавленные.));

3. Сильные основания — щелочи.

H3PO4

H2SO3

1. Практически все органические кислоты (CH3COOH, C2H5COOH и др.);

2. Некоторые неорганические кислоты (H2CO3, H2S и др.);

3. Почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3 (PO4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH4OH);

4. Вода.

Химическая природа электролитов, полученных при ДЭ, делит электролиты на 3 класса: кислоты, основания, соли.

  1. кислоты обычно разлагаются на катион H + и кислотный остаточный анион.H2SO4 = H + + HSO4-
    HSO4- H + + SO42-

    Примечание.

    а) Для многоосновных кислот разделение иона H + происходит постепенно, и наибольшая степень ионизации достигается в первой фазе

    б) Именно из-за присутствия ионов H + кислоты имеют кислый вкус и возникает соответствующая окраска индикаторов.

  2. В процессе ДЭ основания образуют гидроксид-анионы (ОН-) и катион металла.NaOH = Na + + OH-

    Как и кислоты, поликислотные основания удаляют гидроксид-ионы поэтапно:

    Zn (OH) 2 = ZnOH + + OH-
    ZnOH + ⇆ Zn2 + + ОН-

  3. Соли при диссоциации разлагаются на кислотные остатки (анионы) и катионы металлов.В этом случае возможны несколько вариантов этого процесса:
    • С образованием нормальных (средних) солей. Происходит полная замена всех атомов водорода в кислоте атомами металлов.K3PO4 ⇆ 3K + + PO43-
    • С образованием кислых солей. Из-за постепенной диссоциации соль содержит несколько или другой атом водорода.NaHCO3 ⇆ Na + + HCO3-
      HCO3-⇆ H + + CO32-
    • С образованием основных солей. В этом случае они разлагаются с образованием катионов металлов, остаточных кислотных анионов и гидроксид-ионов.Mg (OH) Cl ⇆ Mg (OH) + + Cl-
      Mg (OH) + ⇆ Mg2 + + OH-

Диссоциация также может приводить к образованию двойных и смешанных солей.

Константа электролитической диссоциации

Наиболее распространенной характеристикой электролитов (особенно слабых) является константа диссоциации Kd.

В слабых электролитах из-за их неполной ионизации создается баланс между молекулами и неразложившимися ионами. Процессы диссоциации и ассоциации (молекулярности) протекают одновременно. КД по степени диссоциации (α) более объективно характеризует способность электролита к ионизации.

С увеличением Kd количество ионов увеличивается, а значит, электролит становится прочнее. Для слабых электролитов при данной температуре константа диссоциации постоянна, для сильных электролитов это переменная, которая зависит от концентрации раствора.

Kd и α связаны формулой: Kd = (α2 s) / (1 — α), где c — молярная концентрация раствора.

Процессы диссоциации и ассоциации в электролитах по теории Аррениуса, степень диссоциации

Распад электролита на ионы называется электролитической диссоциацией (ЭД) или ионизацией.

В 1887 году шведский химик С. Аррениус сформулировал основные принципы этого явления:

  1. Под действием воды (растворителя) электролит разлагается на ионы.
  2. Электрический ток заставляет положительно заряженные ионы (катионы) двигаться к катоду (-), отрицательно заряженные ионы (анионы) — к положительному электроду (аноду).
  3. Одновременно с диссоциацией происходит встречный процесс: объединение ионов в молекулы.
  4. Полнота разложения электролита на заряженные частицы, другими словами, сила электролита определяет степень диссоциации (обозначается α). Он равен отношению количества диссоциированных молекул электролита (Nd) к их общему количеству в растворе (N), например, по формуле: α = (Nd / N) 100%

На эту функцию влияют:

  • природа участвующих в ЭД электролитов и растворителей — с увеличением полярности связей в их молекулах α растет;
  • температура — α прямо ей пропорциональна;
  • концентрация — в более разбавленных растворах α больше.

Эти основные положения теории электролитической диссоциации (ТЭД) в 1891 г были дополнены русским химиком И. Каблуковым концепцией сольватации (гидратации) катионов и анионов. Он, используя теорию растворов Д. Менделеева, доказал, что между растворителем и растворенным веществом образуются химические связи.

Типы электролитов

По способности диссоциировать на ионы жидкости с электролитным компонентом делятся на сильные и слабые. К первым относятся те, кто полностью реагирует. Степень их диссоциации равна единице или 100%. Список сильных родственных электролитов:

Типы электролитов

  • щелочь;
  • сильные кислоты (серная, соляная);
  • растворимые соли (хлориды, ацетат калия).

В слабых электролитах степень диссоциации почти всегда минимальна или стремится к нулю. Такие вещества практически не распадаются на элементарные частицы. Категории соединений, относящихся к слабым электролитам:

  • вода;
  • немного солей;
  • водный раствор аммиака;
  • слабые кислоты.

Динамическое равновесие

Слабые электролиты полностью не диссоциируют. Когда они находятся в растворе, процесс диссоциации происходит до определенного момента, а затем останавливается. Установлено динамическое равновесие. Это явление можно выразить уравнением. Способность вещества диссоциировать на мельчайшие частицы называется диссоциацией или константой равновесия.

Чем активнее электролит образует ионы, тем он сильнее, а значит, константа выше. Для слабых этот показатель будет ниже. Значения констант диссоциации для различных элементов, составляющих периодическую таблицу, приведены в справочной литературе. Эти показатели относятся только к водным растворам. В неводной среде химические элементы ведут себя иначе.

Теория диссоциации электролита

Помимо воды, вещества могут растворяться в ацетоне, эфире, бензоле, спирте и многих других жидкостях.

Основные положения теории

Научная теория, состоящая из 5 постулатов, посвящена электролитической диссоциации. Первая гласит, что электролиты, растворяясь в воде, распадаются на 2 категории ионов: положительно и отрицательно заряженные. Этот тип частиц — одна из форм, в которых может существовать химический элемент.

Свойства атомов и ионов разные. Например, ионы натрия не образуют соединений с водой, но с ней реагируют атомы одного и того же элемента. В результате взаимодействия образуются водород и щелочь. Атомы и ионы хлора различаются по свойствам: первые токсичны, имеют желто-зеленый цвет и источают резкий запах, а вторые не имеют запаха, бесцветны и нетоксичны.

Свойства атомов и ионов

Когда один или группа атомов атакуют или отдают электроны, образуются ионы, несущие отрицательный или положительный заряд. По своему составу они делятся на простые и сложные. Находясь в растворе, эти частицы движутся хаотично и непрерывно.

Суть следующего положения теории состоит в том, что причиной диссоциации является взаимодействие молекул воды и электролита, сопровождающееся разрывом химической связи в последнем. В результате гидратации образуются ионы, связанные с молекулами H2O. По-другому эти частицы называют гидратированными. От негидратированных их отличает наличие водной оболочки.

Состояние теории электролитической диссоциации

Третий пункт объясняет, как образуются катионы и анионы. Под действием электрического тока отрицательные ионы перемещаются к аноду. Представляет собой положительный полюс. Эти ионы называются анионами.

Положительно заряженные частицы движутся к катоду, отрицательному полюсу источника электрического тока. Эти частицы называются катионами. Таким образом, ионы можно классифицировать по знаку заряда. Электролитические растворы всегда электрически нейтральны, потому что суммы зарядов катионов и анионов равны.

Согласно четвертому положению теории диссоциация электролита, происходящая с участием слабых электролитов, является обратимым процессом. Одновременно с распадом вещества на ионы происходит объединение последних.

Согласно пятой позиции, степень электролитической диссоциации разных элементов различна. Это зависит от природы вещества и его концентрации в растворе.

Механизм ЭД

Когда химические соединения растворяются в воде, молекулы H2O, будучи биполярными, начинают ориентироваться вокруг ионов растворенного вещества: (+) полюс молекулы воды притягивается к отрицательному иону соединения и наоборот.

Межмолекулярные связи этого реагента ослабевают, разрушаются и ионы переходят в раствор. Там ионы связываются с молекулами H2O и гидратируются. Это хорошо видно на примере ионизации NaCl.

Ионный обмен

В процессе распада кристаллической решетки образуются ионы и молекулы. Состояние, в котором они находятся, называется динамическим равновесием. Жидкость, содержащая сильно растворенный электролит, обладает свойствами, обусловленными ионами, а жидкость, в которой присутствует слабый электролит, также имеет молекулы. Например, уксусная кислота имеет характерный вкус и запах. Первое свойство объясняется наличием ионов, второе — содержанием молекул.

Есть ряд характеристик, общих для всех растворов, содержащих сильный электролитический компонент. Таким образом, щелочи мыльные на ощупь, при этом они способны менять цвет индикаторов. Эти характеристики обусловлены наличием гидроксид-ионов. Растворимые соли приобретают свои характеристики благодаря тому, что после растворения они разлагаются на анионы и катионы. Идентичные характеристики кислот обусловлены наличием в их составе ионов оксония H3O.

Электролитическая диссоциация

Некоторые реакции в растворах электролитов протекают с большой скоростью. Это связано с тем, что в ней участвуют ионы. Формулы, описывающие эти процессы, называются ионными. Реакции еще называют равноправными, при этом они делятся на обратимые, протекающие до конца и необратимые. Во втором случае процесс идет одновременно в прямом и обратном направлениях. Когда ионы вступают в необратимую реакцию, они объединяются и образуют следующие типы элементов и соединений:

  • газообразный;
  • слегка диссоциирующий;
  • нерастворим.

Будет ли реакция обратимой, зависит от того, какие химические элементы входят в число исходных. Если мы имеем дело с плохо растворимыми компонентами или слабыми электролитами, диссоциация протекает одновременно с ассоциацией. Таким образом, наблюдается обратимое явление. Для него характерно смещение баланса. Образуется слабый электролит, в результате чего гидроксид-ионы и молекулы остаются недиссоциированными.

Если исходные компоненты — сильные электролиты, диссоциации не происходит. При взаимодействии образуется смесь ионов, при этом реакция не идет. Сильные электролиты не образуют газов, плохо диссоциированных или нерастворимых веществ. Сколько и какое вещество образуется в результате реакции, определяется с помощью уравнений. Например, при разложении 1 моля нитрата аммония появляются 2 моля анионов и катионов.

Значение электролитов

Без них невозможно существование живых организмов, в том числе человека. При их непосредственном участии происходят все биохимические и физиологические процессы: транспорт кислорода в крови, регуляция водно-солевого баланса, работа кишечника и сердца.

В технике электролиты участвуют в таких процессах, как электролиз, электрокатализ и защита металлов от коррозии. В энергетике создаются новые топливные элементы, солнечные батареи и электрохимические преобразователи информации.

Оцените статью
Блог про химию