Сущность теории электролитической диссоциации. Понятие об электролитах.

Водные растворы солей, кислот и оснований обладают рядом особенностей по сравнению с растворами других веществ. Шведский ученый Сванте Аррениус в 1887 г. предложил теорию ионизации, согласно которой при растворении кислот, оснований и солей в воде происходит расщепление молекул на ионы.

Вещества,распадающиеся на ионы в растворахили расплавах и поэтому проводящие электрический ток, называются электролитами.

Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется электролитической диссоциацией (ТЭД).

Сущность теории Аррениуса сводится к следующим трем положениям:

1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы. Ио́н (др.-греч. ἰόν — идущее) — одноатомная или многоатомная электрически заряженная частица.

2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду иназываются катионами; отрицательно заряженные - к аноду, они называются анионами.

3. Диссоциация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация). Общая запись этих двух процессов:

КА <=> К⁺ + А^-, (1)

где КА – электролит, К⁺ - катион, А^- - анион.

Диссоциация кислот, солей, оснований в водных растворах.

С помощью ТЭД дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.

Кислоты – электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода.

НСl <=> Н⁺ + Сl^-.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.

H₃PO₄ <=> Н⁺ + H₂ PO^-₄

H₂ PO^-₄ <=> Н⁺ + H PO^2-₄

H PO^2-₄ <=> Н⁺ + PO^3-₄

Основания – электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются гидроксид-ионы.

КОН <=> К⁺ + ОН^-

Соли – электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков.

KСl <=> K⁺ + Сl^-.

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

Степень диссоциации – это отношение числа распавшихся на ионы молекул N^Ι к общему числу растворенных молекул N:

N^Ι

α= -------- (в долях единицы или в процентах)

N

Если α =1 или 100%, электролит полностью распадается на ионы.

Если α = 0, диссоциация отсутствует.

Если α = 0,5 или 50%, то это означает, что из каждых 100 молекул данного электролита 50 находятся в состоянии диссоциации.

Различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты в водном растворе диссоциированы практически полностью. В растворах сильных электролитов молекулы отсутствуют. К сильным электролитам относятся:

1) почти все соли;

2) многие минеральные кислоты: H₂S0₄, HN0₃, HCl, НСIO₄, HBr, HI, HMn0₄;

3) основания щелочных металлов, например: NaOH и КОН, а также Ва(ОН)₂, Са(ОН)₂.

Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют лишь частично. В растворе имеется большое количество недиссоциированных молекул. К слабым электролитам относятся:

1) некоторые минеральные кислоты: H₂C0₃, H₂S, HN0₂, H₂Si0₃.

2) многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов), а также NH₄OH;

3) вода.

Кислоты Н₃РО₄, H₂S0₃ и HF являются кислотами средней силы.

 

Понятие о константе химического равновесия.

Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично, поэтому в растворе устанавливается динамическое равновесие между молекулами и ионами. Следовательно, к процессу диссоциации слабого электролита мы можем применить законы химического равновесия.

Для уравнения реакции диссоциации (1)

КА <=> К⁺ + А^-

константу равновесия можно выразить уравнением:

[К⁺ ] [ А^-]

К_D = ----- ---- - -

[К А ]

где:

[KA] — концентрация недиссоциированного соединения в растворе;

[K+] — концентрация катионов в растворе;

[A−] — концентрация анионов в растворе.

Константу равновесия применительно к реакции диссоциации называют константой диссоциации.

Например, для диссоциации азотистой кислоты:

HNO₂ <=> Н⁺ + NO₂^-

выражение константы диссоциации имеет следующий вид:

[Н⁺] [NO₂^-]

К_D = ----- ---- - -

[HNO₂]

Установлено, что константа диссоциации для слабых электролитов не меняется с изменением концентрации раствора и является постоянной величиной при постоянной температуре.

Закон действия масс.

Закон действия масс: чем больше константа диссоциации, тем больше ионов в растворе.

КА <=> К⁺ + А^-

[К⁺ ] [ А^-]

К_D = ----- ---- - -

[К А ]

Теория электролитической диссоциации справедлива лишь в отношении растворов слабых электролитов, так как только ионизация слабых электролитов приводит к химическому равновесию, которое характеризуется константой ионизации.Процесс диссоциации сильных электролитов необратим, вследствие этого растворы сильных электролитов и не подчиняются закону действия масс.