Теория электролитической диссоциации

Бюджетное учреждение

среднего  профессионального образования

Ханты-Мансийского  автономного округа – Югры

Нижневартовский профессиональный колледж 
 
 
 
 
 
 
 
 

Теория  электролитической диссоциации 
 
 

                                                                                      Выполнил:

                                                                                      Проверил: Л.А. Никешина 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

г. Нижневартовск 2009

Содержание:

1. Введение
2. Понятие диссоциации
3. Теория электрической диссоциации
4. Сильные и слабые электролиты
5. Механизм электрической диссоциации
6. Диссоциация кислот, солей и оснований в водных растворах
7. Степень диссоциации
8. Значение теории электрической диссоциации для развития науки

     Дождливый день. На остановке троллейбуса люди складывают зонтики и заходят в салон. Вот один из них поставил ногу на ступеньку и тут же отпрянул: «Ой, током бьет!» Как же ток добрался до пассажира?

     Еще на заре изучения электрических явлений ученые заметили, что ток могут проводить не только металлы, но и растворы. Но не всякие. Так, водные растворы поваренной соли и других солей, растворы сильных кислот и щелочей хорошо проводят ток. Растворы уксусной кислоты, углекислого и сернистого газа проводят его намного хуже. А вот растворы спирта, сахара и большинства других органических соединений вовсе не проводят электрический ток. Английский физик Майкл Фарадей еще в 30-е годы XIX века, изучая закономерности прохождения электрического тока через растворы, ввел термины «электролит», «электролиз», «ион», «катион», «анион». Электролит – вещество, раствор которого проводит электрический ток. Происходит это в результате движения в растворе заряженных частиц – ионов. Спустя много лет и в другой стране был придуман забавный стишок, позволяющий запомнить заряд ионов:

Для двух ребят подарков груз

ИОН взвалил себе на спину:

Для КАТИ ОН несет свой плюс,

Для АНИ ОН несет свой минус.

     Причина появления в растворах заряженных частиц была совершенно непонятной. Само название «электролит» (от греч. lysis – разрушение, растворение) предполагало, что ионы появляются в растворе при пропускании через него электрического тока.

     Изучение растворов методами физической химии, например, с помощью измерения осмотического давления и криоскопии показало, что в растворах электролитов число частиц больше, чем дают расчеты, основанные на концентрации растворенного вещества. Получалось, например, что в разбавленных растворах поваренной соли число частиц вдвое больше, чем вычисленное по формуле NaCl, в растворах CaCl₂ – втрое больше и т.д. Это можно было бы объяснить, предположив, что указанные соединения при растворении в воде распадаются на несколько частей – как говорят химики, претерпевают диссоциацию (от латинского dissociatio – разъединение, разделение).

     Явления диссоциации химикам были известны; например, при нагревании хлорида аммония: он возгоняется с одновременной диссоциацией на две молекулы:

                                      NH₄Cl ® NH₃ HCl.

     Но распад при нагревании было объяснить намного легче: энергия, необходимая для диссоциации, черпается за счет тепловой энергии. А вот откуда берется энергия при растворении соли в воде при комнатной температуре, никто объяснить не мог (температура раствора часто почти не меняется). Более того, при растворении некоторых солей в воде раствор сильно нагревается! Непонятно было также, как и на что может распадаться в растворе поваренная соль – ведь не на натрий же и хлор!

     В 1887 году шведский физико-химик Сванте Аррениус, исследуя электропроводность водных растворов, высказал предположение, что в таких растворах вещества распадаются на заряженные частицы – ионы, которые могут передвигаться к электродам –       отрицательно заряженному катоду и положительно заряженному аноду. Это и есть причина электрического тока в растворах. Данный процесс получил название электролитической диссоциации (дословный перевод – расщепление, разложение под действием электричества). Такое название также предполагает, что диссоциация происходит под действием электрического тока. Дальнейшие исследования показали, что это не так: ионы являются только переносчиками зарядов в растворе и существуют в нем независимо от того, проходит через раствор ток или нет.

     Теория Аррениуса, с одной стороны, объясняла, почему растворы электролитов проводят ток, с другой стороны – объясняла увеличение числа частиц в растворе. Например, в растворе сульфат алюминия Al₂(SO₄)₃ распадается сразу на пять ионов: два катиона алюминия Al₃⁺ и три сульфат-аниона SO₄^2–. За создание теории электролитической диссоциации Аррениус в 1903 году был удостоен Нобелевской премии по химии.

     По степени диссоциации на ионы электролиты стали относить к сильным (полный распад на ионы) и к слабым (на ионы распадается только часть растворенного вещества). Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут  дать большой концентрации ионов в растворе. Как правило, к  сильным электролитам относятся  вещества  с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, щелочи, многие кислоты (серная, азотная, соляная). В растворе сильного электролита растворённое вещество находится в основном в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные  молекулы практически отсутствуют.

     К слабым электролитам относятся кислоты: уксусная СН₃СООН, азотистая HNO₂, сероводородная H₂S, угольная Н₂СО₃, сернистая H₂SO₃, большинство органических кислот. Воду также можно отнести к слабым электролитам, так как лишь очень небольшая часть ее молекул находится в растворах в виде катионов Н⁺ и анионов ОН^–. Фосфорная кислота Н₃РО₄ – электролит средней силы. Тело человека также содержит растворы электролитов и проводит электрический ток. Прохождение через тело тока силой всего 0,1 ампера может быть смертельным.

     Многие ученые – современники Аррениуса, вначале не приняли его теорию. У многих из них то время еще не было четкого понимания, чем ионы отличаются от нейтральных атомов. Им казалось невероятным, как, например, хлорид натрия в воде может существовать в виде отдельных ионов натрия и хлора: как известно, натрий бурно реагирует с водой, а раствор хлора имеет желто-зеленый цвет и ядовит. В результате диссертация Аррениуса получила ряд отрицательных отзывов. К числу самых непримиримых противников Аррениуса принадлежал и Д.И.Менделеев, создавший «химическую» теорию растворов, в отличие от «физической» теории Аррениуса. Менделеев считал, что в растворах происходят по сути химические взаимодействия между растворенным веществом и растворителем, тогда как теория Аррениуса представляла водные растворы как механическую смесь ионов и воды. В 1889 году Менделеев опубликовал Заметку о диссоциации растворенных веществ, в которой ставился под сомнение сам факт распада на ионы в растворах электролитов. «Сохраняя все то, что приобретено в отношении к пониманию растворов, – писал Менделеев, – мне кажется, можно оставить в стороне гипотезу об особом виде диссоциации – на ионы, совершающейся с электролитами при образовании слабых растворов».

     Хотя Менделеев, критикуя Аррениуса, во многом был не прав, в его рассуждениях была значительная доля истины. Как это часто бывает в науке, в ожесточенном споре между приверженцами физической и химической теории правыми оказались обе стороны. Очень сильное химическое взаимодействие между ионами и молекулами растворителя дает ту энергию, которая необходима для разрушения кристаллической решетки или молекул электролитов. В случае водных растворов эта энергия называется энергией гидратации (hydor по-гречески вода) и она может достигать очень больших значений; так, энергия гидратации катионов Na⁺ почти вдвое больше, чем энергия разрыва связи в молекуле Cl₂. Чтобы разъединить катионы и анионы в кристаллах электролитов, тоже требуется затратить немало энергии (она называется энергией кристаллической решетки). В результате если суммарная энергия гидратации катионов и анионов при образовании раствора больше энергии кристаллической решетки (или энергии связи между атомами в таких электролитах, как HCl, H₂SO₄), растворение будет сопровождаться нагреванием, а если меньше – охлаждением раствора. Именно поэтому при растворении в воде таких веществ как LiCl, безводный CaCl₂ и многих других раствор нагревается, а при растворении KCl, KNO₃, NH₄NO₃ и некоторых других – охлаждается. Охлаждение может быть таким сильным, что стакан, в котором готовят раствор, покрывается снаружи росой и может даже примерзнуть к мокрой подставке!

     Механизм электролитической диссоциации можно рассмотреть на примере хлороводорода. Связь H–Cl – ковалентная, полярная, молекулы HCl – диполи с отрицательным полюсом на атоме Cl и положительным на атоме Н. Полярны и молекулы воды. В водном растворе молекулы HCl окружены со всех сторон молекулами воды так, что положительные полюса молекул Н₂О притягиваются к отрицательным полюсам молекул HCl, а отрицательные полюса – к положительным полюсам молекул HCl. В результате связь H–Cl сильно поляризуется и разрывается с образованием гидратированных катионов H⁺ и анионов Cl^–: диполи Н₂О как бы растаскивают молекулы HCl на отдельные ионы. Каждый катион H⁺ в растворе окружен со всех сторон диполями Н₂О, направленными к нему своими отрицательными полюсами, а каждый анион Cl^– окружен противоположно ориентированными диполями Н₂О. Аналогичные процессы происходят в воде с молекулами H₂SO₄, другими молекулами с полярными ковалентными связями, а также с ионными кристаллами. В них уже имеются «готовые» ионы, и роль диполей воды сводится к отделению катионов от анионов.

     Ионы резко отличаются по своим физическим и химическим свойствам от нейтральных атомов. Например, атомы Na реагируют с водой, а катионы Na⁺ – нет; хлор – сильный окислитель и ядовит, а анионы Cl^– не являются окислителем и не ядовиты. Цвет ионов при гидратации может измениться. Например, негидратированные ионы меди бесцветны (безводный CuSO₄), а гидратированные – голубые.

     Учитывая диссоциацию в растворах, уравнения многих реакций можно записать в сокращенном ионном виде. Ионное уравнение показывает, какие именно ионы участвуют в реакции. Например, полное уравнение реакции

                                     AgNO₃ + NaCl ® AgCl + NaNO₃

 можно записать  в сокращенном ионном виде:

                                        Ag⁺ + Cl^– ® AgCl.

     Суть реакции состоит в образовании осадка AgCl при встрече ионов Ag⁺ и Cl^–, тогда как ионы Na⁺ и NO₃^– остаются в растворе и фактически не принимают участия в реакции.

     Существенным является вопрос о механизме электролитической диссоциации.

     Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью. Как известно, эти вещества состоят из ионов. При их растворении диполи воды ориентируются вокруг положительного и отрицательного ионов. Между ионами и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, происходит переход ионов из кристалла в раствор.  При этом образуются гидратированные ионы, т.е. ионы, химически связанные с молекулами воды.

     Аналогично диссоциируют и электролиты, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи (полярные молекулы). Вокруг каждой полярной молекулы вещества также ориентируются диполи воды, которые своими отрицательными полюсами притягиваются к положительному полюсу молекулы, а положительными полюсами - к отрицательному полюсу. В результате этого взаимодействия связующее электронное облако (электронная пара) полностью смещается к атому с большей электроотрицательностью, полярная молекула превращается в ионную и затем легко образуются гидратированные ионы (рис). Диссоциация полярных молекул может быть полной или частичной.

     Таким образом, электролитами являются соединения с ионной или полярной связью - соли, кислоты и основания. И диссоциировать на ионы они могут в полярных растворителях. 

     С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.

    Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода

Например:

НCl

 СН₃СООН

     Основностъ кислоты определяется числом катионовводорода, которые образуются при диссоциации. Так, НCl, HNO₃ - одноосновные кислоты - образуется один катион водорода; Н₂S, Н₂СО₃, Н₂SO₄ - двухосновные, а Н₃РО₄, Н₃АsО₄ - трехосновные, так как образуются соответственно два и три катиона водорода. Из четырех атомов водорода, содержащихся в молекуле уксусной кислоты СН₃СООН, только один, входящий в карбоксильную группу - СООН, способен отщепляться в виде катиона Н⁺, - уксусная кислота одноосновная.

     Двух- и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато (постепенно).

Например:

Н₃РО₄

Н₂РО^-₄

НРО^2-₄

     Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени - по третьей. Поэтому в водном растворе, например, фосфорной кислоты наряду с молекулами Н₃РО₄ имеются ионы (в последовательно уменьшающихся количествах) Н₂РО^2-₄, НРО^2-₄ и РО^3-₄.

    Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксидионы.

Например:

KOH

NH₄OH

     Основания, растворимые в воде называются щелочами. Их немного. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaОН, КОН, RbОН, СsОН, FrОН и Са(ОН)₂, Sr(ОН)₂, Ва(ОН)₂, Rа(ОН)₂, а также NН₄ОН. Большинство оснований в воде малорастворимо.

     Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп (гидроксогрупп). Например, NН₄ОН - однокислотное основание, Са(ОН)₂ - двухкислотное, Fе(ОН)₃ - трехкислотное и т.д. Двух- и многокислотные основания диссоциируют ступенчато

Ca(ОН)₂

Ca(OH)⁺

     Однако имеются электролиты, которые при диссоциации одновременно образуют катионы водорода, и гидроксид-ионы. Эти электролиты называются амфотерными или амфолитами. К ним относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома и ряд других веществ. Вода, например, диссоциирует на ионы Н⁺ и ОН^- (в незначительных количествах):

Н₂O

     Следовательно, у нее в равной мере выражены и кислотные свойства, обусловленные наличием катионов водорода Н⁺, и щелочные свойства, обусловленные наличием ионов ОН^-.

     Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn(ОН)₂ можно выразить уравнением

2ОН^- + Zn²⁺ + 2Н₂О

   Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов а также катион аммония (NH⁺₄) и анионы кислотных остатков

Например:

(NH₄)₂SO₄

Na₃PO₄

Так диссоциируют средние соли. Кислые же и основные соли диссоциируют ступенчато. У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода. Например:

KHSO₄

и далее

HSO^-₄

У основных солей  вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы.

Например:

Mg(OH)Cl

и далее     

                                             Mg(OH)⁺ Mg²⁺+OH^- 

     Поскольку электролитическая диссоциация - процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации (обозначается греческой буквой альфа α).

     Степень диссоциации - это отношение числа распавшихся на ионы молекул N' к общему числу растворенных молекул N:

     Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1 или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Если же α = 20%, то это означает, что из 100 молекул данного электролита 20 распалось на ионы.

      Различные электролиты имеют различную степень диссоциации. Опыт показывает, что она зависит от концентрации электролита и от температуры. С уменьшением концентрации электролита, т.е. при разбавлении его водой, степень диссоциации всегда увеличивается. Как правило, увеличивает степень диссоциации и повышение температуры. По степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые.

     Рассмотрим смещение равновесия, устанавливающегося между недиссоциированными молекулами и ионами при электролитической диссоциации слабого электролита - уксусной кислоты: 

СН₃СООН

При разбавлении  раствора уксусной кислоты водой  равновесие сместится в сторону  образования ионов, - степень диссоциации  кислоты возрастает. Наоборот, при  упаривании раствора равновесие смещается в сторону образования молекул кислоты - степень диссоциации уменьшается. 

     Аррениус нашел формулу для определения степени электролитической диссоциации. Тем самым он превратил чисто качественную гипотезу в количественную теорию, которая могла быть проверена экспериментально. 

    После того как были созданы  основные положения этой теории, Аррениус показал ее применимость  в различных областях естествознания.  

    После 1887 года исследования С.  Аррениуса, В. Оствальда, Н.  Нернста, М. Леблана и других  ученых не только подтвердили справедливость основных положений теории электролитической диссоциации, но и значительно расширили число отдельных фактов, которые можно обосновать теорией. 

    В 1888 году Вальтер Фридрих Нернст (1864—1941), профессор физической химии в Геттингене и Берлине, лауреат Нобелевской премии по химии 1920 года за открытие третьего закона термодинамики, сравнив скорость диффузии ионов со скоростью движения ионов при электролизе, показал, что эти числа совпадают. В 1889 году на основе теории осмотического давления и теории электролитической диссоциации Нернст разработал осмотическую теорию возникновения гальванического тока. 

    Согласно этой теории, при концентрации  ионов металла (электрода) выше, чем их концентрация в растворе  ионы переходят в раствор. При концентрации ионов выше в растворе, они осаждаются на электроде и отдают свой заряд. Но в обоих случаях на пути ионов встречаются двойные электрические слои. Их заряд тормозит осаждение ионов или растворение данного металла. 

    «В этих простых положениях, — заметил Оствальд, — заключается вся теория осадков, и все явления как уменьшения, так и ненормального увеличения растворимости находят свое объяснение и наперед могут быть предсказаны в каждом отдельном случае».

Исследуя  электропроводность кислот при различных разбавлениях, Аррениус еще в 1884—1886 годах установил, что электропроводность кислот увеличивается с разбавлением — асимптотически приближается к некоторой предельной величине. Им было найдено, что для растворов слабых кислот (янтарной и др.) и оснований увеличение молекулярной электропроводности с разбавлением гораздо заметнее, чем для кислот сильных, например серной и др. 

    В 1888 году он предложил способ  определения основности кислот  по величине электропроводности  их растворов и показал, что скорость химической реакции в растворах зависит только от диссоциированной части растворенного вещества (от концентрации ионов). 

    В том же году Оствальд вывел  для бинарных слабых электролитов  зависимость, которую назвал законом  разбавления. В этом частном случае закона действующих масс сформулированы соотношения между константой диссоциации электролита, электропроводностью и концентрацией раствора. Новый закон стал основным для химии водных растворов. В одной из работ Оствальд дал математическую формулировку закона разбавления. 

    «Закон разбавления В. Оствальда,  — пишет Ю.И. Соловьев, — подтверждал  теорию электролитической диссоциации  и позволял определять зависимость  степени диссоциации молекул  электролита от концентрации  раствора. В дальнейшем этот закон подвергался неоднократно проверке. Было найдено, что для сильных электролитов и концентрированных растворов он неприменим. Потребовались многочисленные исследования ученых конца XIX и начала XX века, чтобы объяснить причину неподчинения сильных электролитов закону разбавления. Плодотворность теории электролитической диссоциации особенно ярко проявилась в том, что она с успехом была использована для объяснения механизма многих химических реакций и природы различных соединений, например комплексных». 

    В 1889 году ученый, рассматривая  результаты анализов минеральных  вод, заметил несоответствие этих  данных с теорией электролитической  диссоциации. 

    Поскольку все эти соли —  электролиты, Оствальд полагает, что они диссоциированы на ионы. Это стало поводом для него пересмотреть материал аналитической химии и создать учебное руководство «Научные основания аналитической химии» (1894), сыгравшее большую роль в развитии современной аналитической химии. 

    Теория электролитической диссоциации смогла объединить и теорию растворов, и электрохимическую теорию. Как и предполагал Аррениус, оба потока слились в единый. 

    «После основания механической  теории теплоты, — писал Оствальд  в 1889 году, — в физических науках  не было ни одного столь многообъемлющего ряда идей, как теория растворов Вант-Гоффа и Аррениуса». 

    Возражения против теории основывались  главным образом на том, что  предложенная Аррениусом годилась  только для объяснения свойств  слабых электролитов. Для преодоления  этого недостатка Аррениус провел многочисленные эксперименты, стремясь доказать применимость теории для всех электролитов. Но дальнейшее развитие эти гениальные основы теории электролитической диссоциации получили в работах следующего поколения ученых. 

    Теория электролитической диссоциации впоследствии была усовершенствована благодаря работам, прежде всего, Н. Бьеррума, П. Дебая и Э. Хюккеля. Они развили высказанные ранее И. Ван Лааром представления, что необычное поведение сильных электролитов можно объяснить действием кулоновских сил. 
 

1. Электролиты при их растворении в воде или  расплавленном состоянии распадаются  на ионы. Ионы – это атомы или группа атомов, обладающие положительным (катионы) или отрицательным (анионы) зарядом.
2. Ионы отличаются от атомов как по строению, так и по свойствам:

• Атомы реагируют с водой.

• Ионы не реагируют с водой и не отдают свои электроны поэтому не могут окисляться и с водой не реагируют.

3. В растворе и расплаве электролита ионы движутся хаотически. При пропускании постоянного тока через этот раствор или расплав положительно заряженные ионы (катион) движутся к катоду, а отрицательно заряженные ионы (анионы) – к аноду.