Теория электролитической диссоции

ЛЕКЦИЯ №6
ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИИ
ОП. 05 Химия
1 курс 1 семестр
Составитель: преподаватель
Кобзева Марина Валерьевна
Ставрополь, 2020г

ТЭД
Все вещества делятся на электролиты и
неэлектролиты.
Электролиты - вещества, проводящие электрический ток в растворенном или расплавленном состоянии.
Неэлектролиты - вещества, которые не проводят электрического тока в растворенном или расплавленном состоянии.

ТЭД
Электропроводность водных растворов электролитов объясняется теорией электролитической диссоциации.
ТЭД разработана в 1887 г. швецким ученым С. Аррениусом и усовершенствана трудами русских ученых, особенно И.А. Каблуковым.

Основные положения ТЭД
Электролиты при растворении в воде частично или полностью распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы:
NaCl Na+ + Cl-

Основные положения ТЭД
При пропускании электрического тока через раствор электролита
положительные ионы направляются к отрицательно заряженному катоду (катионы),
отрицательно заряженные ионы - к полопжительно заряженному аноду (анионы).

Прохождение электрического тока через раствор электролита
Анод (+)
Катод
(-)
Электролит
Катион
Анион
+
+
_
_
+
_
+
+
_
_
_
_
_
+
_
+
+
А

Прохождение электрического тока через раствор электролита
А –направленное движение катионов и анионов при пропускании электрического тока через раствор электролита.

Основные положения ТЭД
Раствор в целом является электронейтральным, т.к. сумма положительных и отрицательных зарядов равна нулю.
Диссоциация относится к обратимым процессам. Процесс диссоциации состоит из двух взаимосвязанных процессов - распада молекул на ионы (ионизация) и процесса соединения ионов в молекулы (моляризация):

Основные положения ТЭД
Процесс диссоциации:
ионизация
NaCl Na+ + Cl-
моляризация

Основные положения ТЭД
Ионы представляют собой заряженные частицы.
Атомы и молекулы - электронейтральны и различны по физическим и химическим свойствам.

Степень электролитической диссоциации
Электролиты обладают различной способностью к диссоциации.
Степень диссоциации (α) -это отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул электролита (n0):
α = n / n0.

Степень электролитической диссоциации
Степень диссоциации выражается или в десятичных дробях или, чаще, в процентах:
Если α = 1, или 100 %, электролит полностью диссоциирует на ионы.
Если α = 0,5, или 50 %, то из каждых 100 молекул данного электролита 50 находятся в состоянии диссоциации.

Сильные и слабые электролиты
В зависимости от α различают:
Сильные электролиты, их α в 0,1 н. растворе выше 30 %.
Диссоциируют практически полностью.

Сильные и слабые электролиты
Относятся:
почти все соли;
многие минеральные кислоты: H2SO4, HNO3, HCl, HClO4, HBr, HJ, HMnO4 и др.
основания щелочных металлов и некоторых щелочноземельных металлов: Ba(OH)2 и Ca(OH)2.

Сильные и слабые электролиты
Средние электролиты, их α от 3 до 30 %. К ним относятся кислоты H3PO4, H2SO3, HF и т.д.

Сильные и слабые электролиты
Слабые электролиты в водных растворах диссоциированы лишь частично, их α менее 3 %.
Относятся:
некоторые минеральные кислоты: H2CO3, H2S, H2SiO3, HCN ;

Сильные и слабые электролиты
почти все органические кислоты;
многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов), а также гидроксид аммония;
некоторые соли: HgCl2, Hg(CN)2.

Факторы, влияющие на α
Природа растворителя:
►Чем больше диэлектрическая постоянная растворителя, тем больше степень диссоциации электролита в нем.

Факторы, влияющие на α
Концентрация раствора:
Степень диссоциации электролита увеличивается при разбавлении раствора.
При увеличении концентрации раствора уменьшается степень диссоциации (частое столкновение ионов).

Факторы, влияющие на α
Природа электролита:
► Диссоциация электролита зависит от степени диссоциации.

Факторы, влияющие на α
Температура:
►У сильных электролитов с повышением температуры α уменьшается, т.к. увеличивается число столкновений между ионами.
►У слабых электролитов при повышении температуры α вначале повышается, а после 6000 С начинает уменьшаться.

Константа электролмтической диссоциации
В растворах слабых электролитов при диссоциации устанавливается динамическое равновесие между молекулами и ионами:
CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H3O+
[CH3COO-].[ H3O+] / [CH3COOH] =Кдисс

Константа электролмтической диссоциации
Кдисс - это произведение концентрации ионов, распавшихся на ионы, деленное на концентрацию молекул, растворенных в воде.
K - константа диссоциации слабых электролитов.

Выражение в общем виде:
KnAm ↔ nK+ + mA-
Kдисс = [K+]n .[ A-] / [KnAm]

Диссоциация воды
Вода является одним из наименее диссоциированных веществ., но все же диссоциирует на
H2O ↔ H+ + OH-
Кдисс = [H+] . [OH-] / [H2O] или
Кдисс[H2O] = [H+] . [OH-]
[H+] . [OH-] = const т.к.
Кдисс - постоянная величина

Диссоциация воды
Ионное произведение воды (Kw) - произведение концентрации ионов H+ и OH- в воде и водных растворах является постоянной величиной при постоянной температуре:
Kw = [H+] . [OH-]
При 2200 С в воде и водных растворах
Kw = 1 . 10-14

Определение кислотности среды
Для характеристики кислотности растворов применяют вместо истинных концентраций водородных и гидроксидных ионов их логарифмы, взятые с обратным знаком.
Эти величины называют ионными показателями и обозначают буквой p.

Определение кислотности среды
Водородный показатель:
pH = - lg[H+]
Гидроксидный показатель:
pOH = -lg[OH]-

Определение кислотности среды
Ионное произведение воды Kw = 10-14
Логарифм выражения ионного произведения воды:
lg[H+][OH-] = -14
Все величины с обратным знаком:
-lg[H+] + (-lg[OH-]) = -14
рН + рОН = 14

Определение кислотности среды
С помощью последнего уравнения рассчитывают рОН, и наоборот,
Например, в растворе рН = 5, тогда
рОН = 14 - 5 = 9.
Кислотность растворов характеризуют количественно через величину рН:

Определение кислотности среды
нейтральный раствор – рН = 7;
кислый раствор - рH < 7;
щелочной раствор - рН > 7.

Диссоциация кислот
Кислоты – это электролиты образующие при диссоциации в водных растворах катионы водорода
HCl ↔ H+ + Cl-
H2SO4 ↔ 2H+ + SO42-

Диссоциация оснований
Основания – это электролиты образующие при диссоциации в водных растворах анионы гидроксила.
NaOH ↔ Na+ + OH-
Ba(OH)2 ↔ Ba2+ + 2OH-

Диссоциация солей
Соли – это электролиты образующие при диссоциации в водных растворах катионы металлов (аммония) и анионы кислотных остатков.
NaCl ↔ Na+ + Cl-
(NH4)2SO4 ↔ 2NH4++ SO42-

Реакции ионного обмена
Реакции между ионами направлены в сторону образования трудносрастворимых или малодиссоциирующих веществ.
Уравнения этих реакций могут быть представлены в молекулярной и ионной форме.

Реакции ионного обмена
Реакции ионного обмена – это реакции которые идут до конца, в результате которых образуются осадок, газ, малодиссоциирующее вещество.

Образование осадка

Образование газа

Образование слабого электролита