Электролитическая диссоциация

В 1887г. шведский учёный
С. Аррениус для объяснения
особенностей водных растворов
веществ предложил теорию
электролитической диссоциации.
В дальнейшем эта теория была
развита многими учёными, в том
числе И.А. Каблуковым и
В.А. Кистяковским.
Сванте Аррениус

Почётный член АН СССР (1932), одновременно и независимо от В. А. Кистяковского предложивший представление о сольватации ионов и положивший начало объединению физической и химической теории растворов.
Сольвата́ция — электростатическое взаимодействие между частицами растворённого вещества и растворителя. Сольватация в водных растворах называется гидратацией. Образующиеся в результате сольватации молекулярные агрегаты называются сольва́тами, а водные - гидратами.

Современное содержание ТЭД можно
свести к четырем основным положениям.
I-е положение:
Все вещества по их способности
проводить электрический ток в
растворах делятся на электролиты и
неэлектролиты.

Вещества в растворах
Электролиты
(водные растворы
проводят эл.ток)
Неэлектролиты (водные растворы не проводят эл.ток)
Вещества с ионной и
ковалентной
полярной связью.
Вещества с ковалентной неполярной и слабополярной связью.
Все растворимые кислоты, основания (щёлочи) и соли.
Все простые вещества, все оксиды и н/р гидроксиды, некоторые кислоты, ОВ и соли.

II-е положение ТЭД
В растворах электролиты диссоциируют
(распадаются) на положительные и
отрицательные ионы.
Процесс распада электролита на ионы
называется электролитической
диссоциацией (ЭД).
Причиной диссоциации электролита
является его взаимодействие с
молекулами воды (гидратация).

Типы ионов
По заряду: катионы (положительные) и анионы (отрицательные);
По отношению к воде: гидратированные и негидратированные (в безводных средах);
По составу: простые и сложные.
∑ сумма зарядов ионов в молекуле электролита = 0

Механизм диссоциации веществ с ионной связью:
диссоциация
ориентация
гидратация

Механизм диссоциации веществ с К/П связью:
диссоциация
ориентация
гидратация
ионизация

Модельная схема диссоциации соли
NaCl
=
+
Na
+

КИСЛОТЫ С ПОЗИЦИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ
Кислоты – это электролиты, которые диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотного остатка.
+
+ SO4
2-
Н2SO4
2Н
+
+ Cl
-
НСl
Н

ОСНОВАНИЯ С ПОЗИЦИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ
Основания – это электролиты, которые диссоциируют на катионы металла и анионы гидроксогруппы.
+
+ OH
-
NaOH
Na
2+
+ 2OH
-
Ca(OH)2
Ca

СОЛИ С ПОЗИЦИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ
Соли – это электролиты, которые диссоциируют на катионы металла и анионы кислотного остатка.
+
+ Cl
-
NaСl
Na
+
+ SO4
2-
K2SO4
2K

Сила электролита
Сила электролита - способность образовывать ионы. Степень диссоциации выражается отношением числа распавшихся на ионы молекул к общему числу молекул в растворе.

Силу кислородсодержащих кислот можно определить
по следующему правилу:
HnROm если m - n = 0 очень слабая
если m - n = 1 слабая
если m - n = 2 сильная
если m - n = 3 очень сильная

Zn + 2CH3COOH → (CH3COO)2 Zn + H2↑ наблюдаем выделение водорода.
При добавлении в пробирку твердого ацетата натрия процесс выделения водорода замедляется и прекращается. Под влиянием ацетат-ионов α подавляется – это репрессия ионизации.
Запомнить!
Чем меньше концентрация электролита в водном растворе, тем больше степень диссоциации.
Чем выше температура раствора электролита, тем выше степень диссоциации.
Репрессия ионизации - под влиянием одноименных ионов α подавляется.