Электролитическая диссоциация

Теория электролитической диссоциации была создана шведским ученым С. Аррениусом в 1883 году
Механизм электролитической диссоциации был подробно изучен русским ученым И. А. Каблуковым

Электролиты – вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток
Неэлектролиты – вещества, растворы которых не проводят электрический ток
Электролитическая диссоциация - обратимый процесс распада электролита на ионы под действием молекул воды или в расплаве
Примеры: газы, органические вещества
Примеры: кислоты, щелочи, соли

Молекулы воды представляют собой диполи, так как атомы водорода расположены под углом 104,5 градуса, благодаря чему молекула имеет угловую форму
строение молекулы воды

кристалл NaCl
гидратированные ионы
NaCl = Na+ + Cl-
Диссоциация веществ с ионным типом связи

Ориентация молекул – диполей воды около ионов кристалла
Взаимодействие молекул воды с противоположно заряженными ионами поверхностного слоя кристалла (гидратация)
Распад кристалла электролита на гидратированные ионы (диссоциация)
Механизм электролитической диссоциации веществ с ионным типом связи

HCl = H+ + Cl-
Диссоциация веществ с ковалентной полярной связью

Ориентация молекул воды вокруг полюсов молекулы электролита
Взаимодействие молекул воды с противоположно заряженными ионами поверхностного слоя кристалла (гидратация)
Превращение ковалентной полярной связи в ионную (ионизация молекул электролита)
Распад молекул электролита на гидратированные ионы (диссоциация)
Механизм электролитической диссоциации веществ с ковалентной полярной связью
Это нужно запомнить!

< 2 %
слабые
> 30 %
сильные
2 − 30 %
средней
силы
Степень электролитической
диссоциации зависит от
Соли, щелочи, кислоты H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI
H3PO4, HF
H2O, NH4OH, Me(OH)n , H2CO3, H2SiO3, H2S, CH3COOH
Степень электролитической диссоциации – отношение числа частиц, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных частиц
природы электролита и растворителя
температуры
концентрации

Основные положения теории электролитической диссоциации
При растворении в воде электролиты диссоциируют на положительные и отрицательные ионы
Причиной диссоциации электролита в водном растворе является его гидратация, то есть взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нем
Под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к отрицательному полюсу источника тока – катоду, их называют катионами; а отрицательно заряженные ионы движутся к положительному полюсу источника тока – аноду, их называют анионами
Электролитическая диссоциация – процесс обратимый для слабых электролитов
Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации

HSO3− H+ + SO32−
Кислоты – электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка
HNO3 H+ + NO3−
H2SO4 2H+ + SO42−
Общие характерные свойства кислот обусловлены присутствием катионов водорода
Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:
H2SO3 H+ + HSO3−
HCl H+ + Cl-

Основания – электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла и анионы гидроксогрупп ОН-
NaOH = Na+ + OH-
КОН = К+ + ОН-
Са(ОН)2 = Са2+ + 2ОН-
Общие свойства оснований обусловлены присутствием гидроксид-ионов ОН-
Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато.
Fe(OH)2 FeOH+ + OH-
1 ступень
2 ступень
FeOH+ Fe2+ + OH-

Средние соли – сильные электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла (или аммония NH4+) и анионы кислотных остатков
К3РО4 3К+ + РО43-
NH4Cl NH4+ + Cl−
Кислые соли – электролиты, диссоциирующие на катион металла и сложный анион, в состав которого входят атомы водорода и кислотный остаток
NaHCO3 Na+ + HCO3−
Основные соли – электролиты, которые при диссоциации образуют анионы кислотного остатка и сложные катионы, состоящие из атомов металла и гидроксогрупп ОН−
(FeOH)2SO4 2FeOH+ + SO42−
α1 >> α2
α1 >> α2
HCO3− H+ + CO32−
FeOH+ Fe2+ + OH−