Теория электролитической диссоциации.

Электролитическая диссоциация кислот, оснований, солей.

 

ПЛАН ОТВЕТА:

1. Электролиты.
2. Положения теории электролитической диссоциации.
3. Степень электролитической диссоциации.
4. Классификация электролитов.
5. Механизм электролитической диссоциации веществ с ионным типом связи.
6. Механизм электролитической диссоциации веществ с ковалентной сильнополярной связью.
7. Диссоциация кислот.
8. Диссоциация оснований.
9. Диссоциация солей.

 

Электролиты – вещества, водные растворы и расплавы которых проводят электрический ток. Эти вещества имеют ионную и ковалентную сильнополярную связи. Электролитами являются кислоты, основания, соли. Поведение электролитов в растворе объясняет теория электролитической диссоциации, сформулированная Сванте Аррениусом в 1887 году. Теория состоит из следующих положений:

1. При растворении в воде электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы. Процесс распада электролита на ионы называется электролитической диссоциацией. Электролитическая диссоциация – процесс обратимый. Обратная реакция называется моляризацией.
2. Под действием электрического напряжения катионы двигаются к катоду, а анионы – к аноду.
3. Степень электролитической диссоциации зависит от природы электролита, температуры, концентрации.

Степень электролитической диссоциации – это величина, которая показывает отношение числа распавшихся на ионы молекул к общему числу молекул в растворе. Обозначается a. Измеряется в % (долях). N – общее число молекул в растворе, n – число диссоциированных молекул.

В зависимости от величины степени электролитической диссоциации электролиты разделяют на сильные и слабые:

ЭЛЕКТРОЛИТЫ

1.

Сильные

> 0,3

KOH, NaOH, HCl, H₂SO₄, Na₂SO₄, Al₂(SO₄)₃.

2.

Слабые

< 0,3

H₂S, H₂CO₃, Cu(OH)₂, Fe(OH)₃, NH₄OH

Сильные электролиты имеют значение степени диссоциации более 0,3. В их растворах практически нет молекул, есть только ионы. Сильными электролитами являются все соли, щёлочи, азотная, соляная и серная кислоты. К слабым электролитам относятся электролиты со степенью диссоциации меньше 0,3. В их растворах есть и ионы, и молекулы, причём молекул больше. К ним относятся нерастворимые основания гидроксид аммония, угольная, фосфорная, сернистая и кремниевая кислоты.,

Рассмотрим механизм диссоциации веществ с ионным видом связи на примере хлорида натрия (см. таблицу). Он состоит из трёх этапов:

1. ориентация полярных молекул воды (диполей) вокруг кристалла и расшатывание кристаллической решётки под действием хаотичного движения молекул воды;
2. разрушение кристаллической решётки – диссоциация хлорида натрия;
3. гидратация – окружение молекулами воды ионов натрия и хлора (образование гидратированных ионов).

Механизм диссоциации веществ с ковалентной полярной связью включает в себя дополнительный этап:

1. ориентация полярных молекул воды вокруг полярной молекулы электролита;
2. изменение вида связи с ковалентной полярной на ионную;
3. диссоциация электролита;
4. гидратация ионов.

Все кислоты в водных растворах диссоциируют на ионы водорода и ионы кислотного остатка.

Полная диссоциация:          H₂SO₄ ® 2H⁺ + SO₄^2-

Ступенчатая диссоциация: H₂SO₄ ® H⁺ + HSO₄^1-

HSO₄^1- ® H⁺ + SO₄^2-

Основания в водных растворах диссоциируют на гидроксид-ионы и ионы металла.

Полная диссоциация:          Ba(OH)₂ ® Ba²⁺ + 2OH^1-

Ступенчатая диссоциация: Ba(OH)₂ ® BaOH⁺ + OH^1-

BaOH⁺ ® Ba²⁺ + OH^1-

Средние соли диссоциируют в водных растворах на ионы металла и ионы кислотного остатка:

CaCl₂ ® Ca²⁺ + 2Cl^1-

Al₂(SO₄)₃ ® 2Al³⁺ + 3SO₄^2-

Кислые соли диссоциируют на ионы металла, ионы водорода и ионы кислотного остатка:

NaHSO₄ ® Na⁺ + H⁺ + SO₄^2-