От природы электролита например

Лекция № 11. 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:

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 α>30%.

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.

Источник

ГДЗ рабочая тетрадь по химии 8 класс Габриелян. Основные положения теории электролитической диссоциации (ТЭД). Часть 1. Номер №3

Основные положения ТЭД.
1 ) По способности проводить электрический ток в растворах

2 ) В растворах электролиты _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ на _ _ _ _, т.е . _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _. Ионы различают:

Механизмы диссоциации электролитов с разным типом химической связи

Электролиты с ионной связью (щелочи, соли)	Электролиты с ковалентной полярной связью (кислоты)
Ориентация молекул воды вокруг противоположно заряженнных ионов электролита	Ориентация _
Гидратация − _	Гидратация − _
Ионизация − превращение ковалентной полярной связи в ионную
Диссоциация − _	Диссоциация − _

3 ) Разные электролиты по−разному диссоциируют на ионы, что характеризует степень электрической диссоциации − _ :


α зависит:
− от природы электролита, например : _
− от разбавления (как ?) _
4 ) Как электролиты, все вещества делятся на три класса.
а) Кислоты − это электролиты, которые диссоциируют на _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ и _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _.
Например: $HNO_$ = _ _ + _ _ _ _ ; $H_SO_$ = _ _ _ + _ _ _ _ _
б) Основания − _
Например: KOH = _ _ + _ _ _ ;
$Ba(OH)_ $ = _ _ _ _ + _ _ _ _ .
в) Соли − _
Например: $Fe(NO_)_ $ = _ _ _ _ + _ _ _ _ _ ;
$AlCl_$ = _ _ _ _ + _ _ _ _.

ГДЗ рабочая тетрадь по химии 8 класс Габриелян. Основные положения теории электролитической диссоциации (ТЭД). Часть 1. Номер №3

Решение

Основные положения ТЭД.
1 ) По способности проводить электрический ток в растворах

2 ) В растворах электролиты распадаются на ионы, т.е. диссоциируют. Ионы различают:

Механизмы диссоциации электролитов с разным типом химической связи

Электролиты с ионной связью (щелочи, соли)	Электролиты с ковалентной полярной связью (кислоты)
Ориентация молекул воды вокруг противоположно заряженнных ионов электролита	Ориентация молекул воды вокруг электроотрицательного и электроположительного концов молекулы электролита.
Гидратация − взаимодействие молекул воды с противоположно заряженными ионами поверхностного слоя элекролита.	Гидратация − взаимодействие молекул воды с молекулами элекролита.
Ионизация − превращение ковалентной полярной связи в ионную
Диссоциация − распад на катионы металла или аммония и на гидроксид−анионы или анионы кислотного остатка.	Диссоциация − распад на катионы водорода и анионы кислотного остатка

3 ) Разные электролиты по−разному диссоциируют на ионы, что характеризует степень электрической диссоциации − _ :


α зависит:
− от природы электролита, например: нерастворимые основания практически не диссоциируют
− от разбавления (как?): степень диссоциации растет по мере разбавления раствора
4 ) Как электролиты, все вещества делятся на три класса.
а) Кислоты − это электролиты, которые диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотного остатка.
Например: $HNO_$ = $H^ + NO_^$ ; $H_SO_$ = $H^ + SO_^$
б) Основания − это электролиты, которые диссоциируют на катионы металла и гидроксид−анионы.
Например: KOH = $K^ + OH^$ ;
$Ba(OH)_ $ = $Ba^ + 2OH^$ .
в) Соли − это электролиты, которые диссоциируют на катионы металла и анионы кислотного остатка.
Например: $Fe(NO_)_$ = $Fe^ + 3NO_^$ ;
$AlCl_$ = $Al^ + 3Cl^$ .

Источник

От природы электролита например

1.1. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сила электролитов

Согласно теории электролитической диссоциации, соли, кислоты, гидроксиды, растворяясь в воде, полностью или частично распадаются на самостоятельные частицы – ионы.

Процесс распада молекул веществ на ионы под действием полярных молекул растворителя называют электролитической диссоциацией. Вещества, диссоциирующие на ионы в растворах, называют электролитами. В результате раствор приобретает способность проводить электрический ток, т.к. в нем появляются подвижные носители электрического заряда. Согласно этой теории, при растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называют катионами; к ним относятся, например, ионы водорода и металлов. Отрицательно заряженные ионы называются анионами; к ним принадлежат ионы кислотных остатков и гидроксид-ионы.

Для количественной характеристики процесса диссоциации введено понятие степени диссоциации. Степенью диссоциации электролита (α) называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы ( n ), к общему числу его молекул в растворе ( N ), или

Степень электролитической диссоциации принято выражать либо в долях единицы, либо в процентах.

Электролиты со степенью диссоциации больше 0,3 (30%) обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 0,03 (3%) до 0,3 (30%)—средними, менее 0,03 (3%)—слабыми электролитами. Так, для 0,1 M раствора CH ₃ COOH α = 0,013 (или 1,3 %). Следовательно, уксусная кислота является слабым электролитом. Степень диссоциации показывает, какая часть растворенных молекул вещества распалась на ионы. Степень электролитической диссоциации электролита в водных растворах зависит от природы электролита, его концентрации и температуры.

По своей природе электролиты можно условно разделить на две большие группы: сильные и слабые. Сильные электролиты диссоциируют практически полностью (α = 1).

К сильным электролитам относятся:

1) кислоты ( H ₂ SO ₄ , HCl , HNO ₃ , HBr , HI , HClO ₄ , H М nO ₄ );

2) основания – гидроксиды металлов первой группы главной подгруппы (щелочи) – LiOH , NaOH , KOH , RbOH , CsOH , а также гидроксиды щелочноземельных металлов – Ba ( OH )_{2 ,} Ca ( OH )₂, Sr ( OH )₂;.

3) соли, растворимые в воде (см. таблицу растворимости).

Слабые электролиты диссоциируют на ионы в очень малой степени, в растворах они находятся, в основном в недиссоциированном состоянии (в молекулярной форме). Для слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.

К слабым электролитам относятся:

1) неорганические кислоты ( H ₂ CO ₃ , H ₂ S , HNO ₂ , H ₂ SO ₃ , HCN , H ₃ PO ₄ , H ₂ SiO ₃ , HCNS , HСlO и др.);

3) гидроксид аммония ( NH ₄ OH );

4) большинство органических кислот

(например, уксусная CH₃COOH, муравьиная HCOOH);

5) нерастворимые и малорастворимые соли и гидроксиды некоторых металлов (см. таблицу растворимости).

Процесс электролитической диссоциации изображают, пользуясь химическими уравнениями. Например, диссоциация соляной кислоты (НС l ) записывается следующим образом:

Основания диссоциируют с образованием катионов металла и гидроксид-ионов. Например, диссоциация КОН

Многоосновные кислоты, а также основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчато. Например,

Первое равновесие – диссоциация по первой ступени – характеризуется константой

Для диссоциации по второй ступени:

В случае угольной кислоты константы диссоциации имеют следующие значения: K_I = 4,3 × 10 –7 , K_II = 5,6 × 10 –11 . Для ступенчатой диссоциации всегда K_I>K_II>K_III> . , т.к. энергия, которую необходимо затратить для отрыва иона, минимальна при отрыве его от нейтральной молекулы.

Средние (нормальные) соли, растворимые в воде, диссоциируют с образованием положительно заряженных ионов металла и отрицательно заряженных ионов кислотного остатка

Кислые соли (гидросоли) – электролиты, содержащие в анионе водород, способный отщепляться в виде иона водорода Н + . Кислые соли рассматривают как продукт, получающийся из многоосновных кислот, в которых не все атомы водорода замещены на металл. Диссоциация кислых солей происходит по ступеням, например:

KHCO ₃ → K + + HCO ₃ – (первая ступень)

HCO ₃ – H + + CO ₃ 2– (вторая ступень).

Однако степень электролитической диссоциации по второй ступени очень мала, поэтому раствор кислой соли содержит лишь незначительное число ионов водорода.

Основные соли (гидроксосоли) – электролиты, содержащие в катионе одну или несколько гидроксо-групп OH – . Основные соли характерны для многовалентных металлов. Основные соли диссоциируют с образованием основных и кислотных остатков. Например:

FeOHCl ₂ FeOH 2+ + 2 Cl – (первая ступень);

FeOH 2+ Fe 3+ + OH – (вторая ступень);

( ZnOH )₂ SO ₄ 2 ZnOH + + SO ₄ 2– (первая ступень);

ZnOH + Zn 2+ + OH – (вторая ступень).

© О.А. Нaпилкoва, Н.С. Дoзорцевa

Источник