Конспект лекций по химии на тему "Электролитическая диссоциация"

Лекция 10 Электролитическая диссоциация. 1. Основные положения теории электролитической диссоциации. Механизмы  электролитической диссоциации для веществ с различными типами химической  связи. 2. Электролиты и неэлектролиты. Сильные и слабые электролиты. 3. Составление молекулярных и ионно­молекулярных уравнений электролитической  диссоциации.  Na↔ + + Cl­ 1. Основные положения теории электролитической диссоциации. В начале XIX в. английский ученый М. Фарадей, изучая способность водных растворов  солей, кислот и оснований проводить электрический ток, пришел к заключению, что  вещества можно разделить на электролиты и неэлектролиты. В 1887 г. шведский ученый С. Аррениус выдвинул теорию электролитической  диссоциации.  Распад электролита на сольватированные (гидратированные) ионы под действием  молекул растворителя называют электролитической диссоциацией. Причину диссоциации выяснил русский ученый И.А.Каблуков, который, основываясь на теории Д.И.Менделеева о химической природе растворения, стал рассматривать  электролитическую диссоциацию, как химическое взаимодействие электролитов с  водой.  Основная причина диссоциации – гидратация ионов, идущая с выделением  большого количества энергии, чем затрачивается на ионизацию растворяемого  вещества. Основные положения теории электролитической диссоциации. 1) Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы –  положительные и отрицательные:  NaCl  2) При   действии   электрического   тока   ионы   приобретают   направленное   движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные – к аноду. Поэтому первые называются катионами, а вторые – анионами. Направленное движение   ионов   происходит   в   результате   притяжения   их   к   противоположено заряженным электродам. 3) Диссоциация   –   обратимый   процесс:   параллельно   с   распадом   молекул   на   ионы (диссоциацией)   протекает   процесс   соединения   ионов (ассоциация). Поэтому   в уравнениях   электролитической   диссоциации   вместо   знака   равенства   ставят   знак обратимости. Солъваты   (гидраты)   —  комплексы,   образованные   частицами   растворенного вещества и окружающими их частицами растворителя (водой). Электролитическая   диссоциация   происходит   за   счет   химического   взаимодействия молекул   растворителя   с   молекулами   растворяемого   вещества,   причем   решающее значение   имеет   природа   химической   связи   и   строение   этих   молекул.   Следует различать   полярность   связи   и   полярность   молекулы.  Вода   —   молекула   полярная. Атомы водорода в молекуле воды расположены под углом к атому кислорода и к ним смещен   положительный   заряд,   а   отрицательный   заряд   смещен   к   атому   кислорода. Полярность молекул воды и обусловливает хорошую растворимость в ней веществ с ионной и ковалентной полярной связями и вызывает их диссоциацию. При попадании молекул   электролита   в   воду   близлежащие   молекулы   воды   ориентируются положительным   полюсом   к   отрицательному   полюсу   молекул   электролита,   а отрицательным — к положительному полюсу молекул электролита и притягиваются к ним. В результате связь между ионами в молекуле электролита ослабевает и электролит распадается на ионы. При этом образуются не свободные ионы, а гидратированные (или сольватированные, если растворитель не вода), т.е. связанные с молекулами воды. Так, безводный   сульфат   меди   (II)   белого   цвета,   следовательно   ионы   Си2+  и   ионы  SO  (I)   в кристалле   бесцветны.   Ионы   Си2+  в   растворе   приобретают   голубую   окраску   за   счет присоединения   молекул   воды,   переходя   при   этом   в   ион  Cu(H20)+.   Ион   водорода   Н+  в растворе переходит в ион гидроксония Н3O+. Однако не всегда известно число молекул воды, связанных с данным ионом, к тому же при ионных реакциях эти молекулы воды могут   отщепляться   от   ионов.   Поэтому   в   ионные   уравнения   реакций   вводят   символы негидратированных   ионов.   Например,   вместо   Н3O+  пишут   Н+,   вместо  Zn4+  (H2O)— Zn2+.Диссоциация электролита приводит к образованию разноименно  заряженных ионов ­ положительных  (катионов)  и   отрицательных  (анионов),  заряды   которых   равны   по абсолютной величине. Поэтому раствор электролита всегда нейтрален. Противоположно заряженные ионы находятся в непрерывном движении и притягиваются друг к другу (по   закону   Кулона),   поэтому   в   растворе   образуются   молекулы   электролита.   Этот обратный   процесс   образования   молекул   из   ионов   называют  ассоциацией. Электролитическая диссоциация есть процесс обратимый. Механизм   диссоциации   веществ   с   ионным   видом   связи   на   примере   хлорида натрия.  Он состоит из трёх этапов: a)    ориентация полярных   молекул   воды   (диполей)   вокруг   кристалла   и   расшатывание кристаллической   решётки   под   действием   хаотичного   движения   молекул   воды;   (при погружении   кристалла   соли   в   воду   молекулы   воды   притягиваются   к   ионам, находящимся   на   поверхности   кристалла:   к   положительным   ионам   своими отрицательными   полюсами   (атомы   кислорода),   а   к   отрицательным   ионам   – положительными полюсами (атомы водорода). b)   гидратация –   окружение   молекулами   воды   ионов   натрия   и   хлора   (образование гидратированных ионов); c)    разрушение кристаллической решётки – диссоциация хлорида натрия. (притянувшись к ионам растворяемой соли молекулы воды во много раз ослабляют притяжение   ионов   друг   к   другу.   Связи   между   положительными   и   отрицательными ионами   в   кристаллической   решетке   разрываются.   Происходит   разъединение гидратированных ионов). ориентация полярных молекул воды вокруг полярной молекулы электролита; Молекулы воды, притянувшиеся к ионам при растворении кристалла, остаются связанными с ними и в растворе.  Механизм диссоциации веществ с ковалентной полярной связью включает в себя дополнительный этап:   изменение вида связи с ковалентной полярной на ионную;   Не   все   электролиты   в   равной   мере   диссоциируют   на   ионы.   В   растворах   электролитов наряду с ионами могут присутствовать и молекулы.  диссоциация электролита; гидратация ионов. 2. Электролиты и неэлектролиты. Сильные и слабые электролиты. Вещества, растворы которых обладают электрической проводимостью, называют  электролитами. К электролитам относят растворы кислот, щелочей, солей. Соли и щелочи проводят  ток не только в растворенном состоянии, но и в расплавленном.  Вещества, растворы которых не обладают электрической проводимостью, называют неэлектролитами.  К неэлектролитам относят многие органические вещества, сухие соли, основания,  дистиллированную воду. Равновесное   состояние   водного   раствора   электролита   характеризуют  степенью  — α электролитической диссоциации  отношением числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул:   где п — число молекул, распавшихся на ионы; N — общее число молекул. Степень диссоциации выражают в долях единицы или в процентах. Так, степень диссоциации 20 % означает, что из 100 молекул 20 диссоциированы на ионы. Степень электролитической диссоциации зависит от природы растворенного вещества и растворителя, концентрации и температуры раствора.  > α > 30 %), средние (α = 2 — По степени диссоциации электролиты делятся на сильные ( 30 %) и  слабые  (α  < 2 %). В табл. приведены степени диссоциации  некоторых кислот, оснований и солей. Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы.  У них a стремится к единице. К сильным электролитам относятся: все растворимые соли, кислоты H2SO4, HNO3, HCl, все щелочи. Слабые электролиты при растворении в воде почти не диссоциируют на ионы. У них aстремится к нулю.  К слабым электролитам относятся: слабые кислоты – H2S, H2CO3, H2SO3, HNO2, NH3 ∙H2O, вода. Диссоциация протекает в растворах и расплавах. Растворимые   кислоты   диссоциируют на катион водорода и анион кислотного остатка.  H2SO4  2↔ H+  + SO4 Основания – это электролиты, которые в водных растворах и расплавах диссоциируют на катион металла и гидроксид­анион.  NaOH↔ Na+ + OH –   ­ это   электролиты,   которые   в   водных   растворах   и   расплавах 2­ Растворимые основания – это гидроксиды, образованные ионами активных металлов:  одновалентных: Li+, Nа+, К+, Rb+, Сs+, Fr+; двухвалентных: Са2+, Sr2+, Ва2+. Соли   металла и анион кислотного остатка. Na2SO4 ↔ 2Na+ + SO4   – это электролиты, которые в водных растворах и расплавах диссоциируют на катион 2­ 3. Составление молекулярных и ионно­молекулярных уравнений электролитической  диссоциации. Пример 1. Составьте молекулярное и ионно­молекулярное уравнения взаимодействия  в растворе между CuSO4 и NaOH. Составляем уравнение реакции взаимодействия веществ в молекулярной форме: CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4 По таблице растворимости солей в воде устанавливаем, что к сильным электролитам  относятся растворимые в воде соли CuSO4 и Na2SO4, Cu(OH)2 – малорастворимое  соединение, NaOH – сильный электролит (приложение, табл.2). Составим полное ионно­молекулярное уравнение, записав растворимые соли и сильное  основание в виде ионов, а осадок Cu(OH)2 в виде молекулы: Cu2+ + SO4 Исключаем из обеих частей полного ионно­молекулярного уравнения одинаковые ионы Cu2+ + SO4 Записываем сокращенное ионно­молекулярное уравнение: Cu2+ + 2OH– = Cu(OH)2 2– + 2Na+ + 2OH– = Cu(OH)2 + 2Na2+ + SO4 2– 2– + 2Na+ + 2OH– = Cu(OH)2 + 2Na2+ + SO4 2– Пример 2. Составьте по два молекулярных уравнения, которые выражаются  следующим ионно­молекулярным уравнением:  Zn2+ + CO3 2– = ZnCO3  Составьте   молекулярные   и   ионно­молекулярные   уравнения   реакций Пример   3. взаимодействия в растворах между:  а) хлоридом кобальта и сульфидом калия;  б) гидросиликатом калия и гидроксидом калия. Контрольные вопросы: 1.Какие вещества относят к электролитам?  2.Какое явление называют электролитической диссоциацией? 3. Опишите основные положения теории ЭД 4. Какие вещества относятся к неэлектролитам?