В чем заключается процесс электрической диссоциации

Теория электролитической диссоциации

Темы кодификатора ЕГЭ: Электролитическая диссоциация электролитов вводных растворах. Сильные и слабые электролиты.

Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

Электрический ток – это упорядоченное движение заряженных частиц под действием электрического поля. Таким образом, в растворах или расплавах электролитов есть заряженные частицы. В растворах электролитов, как правило, электрическая проводимость обусловлена наличием ионов.

Ионы – это заряженные частицы (атомы или группы атомов). Разделяют положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы).

Электролитическая диссоциация — это процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.

Разделяют вещества — электролиты и неэлектролиты. К неэлектролитам относятся вещества с прочной ковалентной неполярной связью (простые вещества), все оксиды (которые химически не взаимодействуют с водой), большинство органических веществ (кроме полярных соединений — карбоновых кислот, их солей, фенолов) — альдегиды, кетоны, углеводороды, углеводы.

К электролитам относят некоторые вещества с ковалентной полярной связью и вещества с ионной кристаллической решеткой.

В чем же суть процесса электролитической диссоциации?

NaCl = Na + + Cl –

При расплавлении, когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов.

Процесс электролитической диссоциации характеризуется величиной степени диссоциации молекул вещества:

Степень диссоциации — это отношение числа продиссоциировавших (распавшихся) молекул к общему числу молекул электролита. Т.е., какая доля молекул исходного вещества распадается в растворе или расплаве на ионы.

N_{продисс} — это число продиссоциировавших молекул,

N_исх — это исходное число молекул.

По степени диссоциации электролиты делят на делят на сильные и слабые.

Сильные электролиты (α≈1):

1. Все растворимые соли (в том числе соли органических кислот — ацетат калия CH₃COOK, формиат натрия HCOONa и др.)

2. Сильные кислоты: HCl, HI, HBr, HNO₃, H₂SO₄ (по первой ступени), HClO₄ и др.;

3. Щелочи: NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂.

Сильные электролиты распадаются на ионы практически полностью в водных растворах, но только в ненасыщенных. В насыщенных растворах даже сильные электролиты могут распадаться только частично. Т.е. степень диссоциации сильных электролитов α приблизительно равна 1 только для ненасыщенных растворов веществ. В насыщенных или концентрированны растворах степень диссоциации сильных электролитов может быть меньше или равна 1: α≤1.

Слабые электролиты (α

1. Слабые кислоты, в т.ч. органические;

2. Нерастворимые основания и гидроксид аммония NH₄OH;

3. Нерастворимые и некоторые малорастворимые соли (в зависимости от растворимости).

Неэлектролиты:

1. Оксиды, не взаимодействующие с водой (взаимодействующие с водой оксиды при растворении в воде вступают в химическую реакцию с образованием гидроксидов);

2. Простые вещества;

3. Большинство органических веществ со слабополярными или неполярными связями (альдегиды, кетоны, углеводороды и т.д.).

Как диссоциируют вещества? По степени диссоциации различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты диссоциируют полностью (в насыщенных растворах), в одну ступень, все молекулы распадаются на ионы, практически необратимо. Обратите внимание — при диссоциации в растворе образуются только устойчивые ионы. Самые распространенные ионы можно найти в таблице растворимости — это ваша официальная шпаргалка на любом экзамене. Степень диссоциации сильных электролитов примерно равна 1. Например, при диссоциации фосфата натрия образуются ионы Na + и PO₄ 3– :

Диссоциация слабых электролитов : многоосновных кислот и многокислотных оснований происходит ступенчато и обратимо. Т.е. при диссоциации слабых электролитов распадается на ионы только очень небольшая часть исходных частиц. Например, угольная кислота:

HCO₃ – ↔ H + + CO₃ 2–

Гидроксид магния диссоциирует также в 2 ступени:

Mg(OH)₂ ⇄ Mg(OH) + OH –

Mg(OH) + ⇄ Mg 2+ + OH –

Кислые соли диссоциируют также ступенчато, сначала разрываются ионные связи, затем — ковалентные полярные. Например, гидрокабонат калия и гидроксохлорид магния:

KHCO₃ ⇄ K + + HCO₃ – (α=1)

HCO₃ – ⇄ H + + CO₃ 2– (α + + Cl – (α=1)

MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH – (α 1. При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на ионы.

2. Причина диссоциации электролиты в воде – это его гидратация, т.е. взаимодействие с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.

3. Под действием внешнего электрического поля положительно заряженные ионы двигаюися к положительно заряженному электроду — катоду, их называют катионами. Отрицательно заряженные электроны двигаются к отрицательному электроду – аноду. Их называют анионами.

4. Электролитическая диссоциация происходит обратимо для слабых электролитов, и практически необратимо для сильных электролитов.

5. Электролиты могут в разной степени диссоциировать на ионы — в зависимости от внешних условий, концентрации и природы электролита.

6. Химические свойства ионов отличаются от свойств простых веществ. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые из него образуются при диссоциации.

1. При неполной диссоциации 1 моль соли общее количество положительных и отрицательных ионов в растворе составило 3,4 моль. Формула соли – а) K₂S б) Ba(ClO₃)₂ в) NH₄NO₃ г) Fe(NO₃)₃

Решение: для начала определим силу электролитов. Это легко можно сделать по таблице растворимости. Все соли, приведенные в ответах — растворимые, т.е. сильные электролиты. Далее, запишем уравнения электролитической диссоциации и по уравнению определим максимально число ионов в каждом растворе:

Источник

Урок №7. Сущность процесса электролитической диссоциации

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Растворы всех веществ можно разделить на две группы: проводят электрический ток или проводниками не являются.

С особенностями растворения веществ можно познакомиться экспериментально, исследуя электропроводность растворов этих веществ с помощью прибора, изображённого на рисунке 1.

Рис. 1. Прибор для испытания растворов на электрическую проводимость

Рис. 2 . Направленное движение ионов в водных растворах и расплавах электролитов

1. Электролиты при растворении в воде или расплавлении распадаются (диссоциируют) на ионы – положительно (катионы) и отрицательно (анионы) заряженные частицы.

Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости. Например, уравнение диссоциации молекулы электролита КA на катион К + и анион А — в общем виде записывается так:

КА ↔ K + + A —

Процесс растворения электролитов в воде

В целом молекула воды не заряжена. Но внутри молекулы Н 2 О атомы водорода и кислорода располагаются так, что положительные и отрицательные заряды находятся в противоположных концах молекулы (рис. 3). Поэтому молекула воды представляет собой диполь.

Источник

Какой процесс называется электролитической диссоциацией

Чистая вода не является проводником тока. Проводимость у нее появляется благодаря растворенным примесям. Происходит это в случае, когда растворенное вещество является электролитом, т.е. способно распадаться на ионы — разноименно заряженные частицы.

Электролитическая диссоциация — что это в химии, теория

С давних времен люди обращали внимание на способность некоторых растворов проводить электрический ток. Этим свойством обладают не все растворы. Например, раствор поваренной соли в воде является отличным электропроводником; растворы уксусной кислоты, как и растворы углекислого и сернистого газов, проводят ток немного хуже. А растворы спирта, сахара и ряда прочих веществ не проводят ток вовсе.

М. Фарадей в XIX веке (30-е годы) изучал эти процессы. Он ввел термин «электролит», в значение которого вложил понятие о веществе, способном к электропроводности в растворенном или расплавленном виде. Его авторству принадлежат также термины «катион», «анион», «ион», «электролиз».

Электролит — вещество, способное проводить электрический ток в растворе и расплаве. Такая возможность обуславливается наличием в растворах и расплавах частиц, имеющих заряд — ионов.

Электролитическая диссоциация — физический процесс, при котором в растворе или при плавлении происходит распад веществ на ионы.

Однако о том, что именно ионы являются причиной проводимости, стало известно гораздо позже. Тогда считали, что молекулы распадаются на частицы вследствие воздействия электрического тока, после чего эти частицы приобретают электрический заряд.

В 1887 году Сванте Аррениус (шведский ученый) выдвинул гипотезу, что в растворе молекулы распадаются на ионы, которые притягиваются и двигаются к двум разноименно заряженным электродам — катоду и аноду. По его мнению, в этом заключалась причина появления электропроводности у растворов.

С. Аррениус был сторонником физической теории растворов. Он считал, что в растворе содержатся ионы в свободном виде. Не мог согласиться с Аррениусом Д.И.Менделеев. По его «химической» теории растворов, в них происходят химические реакции, в которых задействованы растворенные вещества и растворители. А в 1889 году Менделеев написал «Заметку о диссоциации растворенных веществ», где высказывал сомнения о протекании процессов распада электролитов в растворах.

Согласно современным представлениям при растворении вещества диссоциируют, т.е. распадаются на ионы. При этом также протекает процесс гидратации — взаимодействия ионов с водой, в результате которого образуются ассоциаты ионов с молекулами Н 2 О (гидратированные ионы).

Аналогичные процессы протекают в растворах, к примеру, серной кислоты.

Виды электролитов, какие бывают

В химии существует классификация электролитов в зависимости от их способности к диссоциации и типа образующихся ионов. Различают виды:

Беря за основу силу электролита, различают сильные (неассоциированные) и слабые (ассоциированные) электролиты. Сильные — вещества с ионным или ковалентным сильно полярным типом связи, растворимые соли, щелочи (растворимые основания), сильные кислоты. Они легко необратимо распадаются на ионы, их степень диссоциации более 0,5 (50%). Слабые — вещества с ковалентной слабополярной связью, распадаются с трудом, степень диссоциации составляет менее 0,1 (10%).

Cуществуют также вещества, имеющие промежуточное значение степени диссоциации — от 10 до 50%. Их можно назвать электролитами средней силы.

Для ассоциированных электролитов, в свою очередь, существует классификация на типы, а именно:

Как определить степень диссоциации, уравнение

В растворах электролитов могут содержаться как ионы, так и недиссоциированные частицы. Соотношение продиссоциировавших и недиссоциированных частиц получило название степени диссоциации. Обозначение — α (альфа).

Степень диссоциации — величина, показывающая отношение количества электролита, который распался на ионы, к его общему количеству электролита в растворе.

Величина степени диссоциации конкретных веществ определяется экспериментальным путем. Единицей для измерения этой величины является доля единицы или процент. Каждый электролит характеризуется различной степенью диссоциации, которая определяется:

Для сильных электролитов свойственен практически полный распад на ионы, их степень диссоциации в разбавленных растворах стремится к единице. В растворах слабых электролитов степень диссоциации незначительна и стремится к нулю.

Уравнение диссоциации сильного электролита выглядит следующим образом:

Для слабых электролитов уравнение их распада на ионы будет выглядеть так:

Рассмотрим пример решения задач на определение степени диссоциации электролита:

Для решения задачи составляем уравнение диссоциации:

Константа диссоциации не зависит от концентрации раствора, однако находится во взаимосвязи с температурой и природой самого растворителя. По закону Оствальда можно записать:

Классификация и некоторые особенности диссоциации кислот, оснований, солей

Кислотный остаток — это отрицательные ионы (анионы), образующиеся при диссоциации кислот.

В зависимости от числа атомов водорода в молекуле кислоты выделяют кислоты различной основности. Примеры:

При этом в случае многоосновных кислот процесс отделения катионов Н+ не происходит одномоментно. Сначала отщепляется один ион водорода, следом — второй и третий (в зависимости от количества атомов водорода в молекуле).

Таким образом, диссоциация двухосновной кислоты происходит в две ступени:

Аналогично в три ступени проходит диссоциация трехосновной кислоты. При этом степень диссоциации максимальна для первой ступени. Каждая последующая стадия протекает хуже, чем предыдущая.

Диссоциация слабых многокислотных оснований, аналогично кислотам, протекает ступенчато:

Соли распадаются в водном растворе на катионы (металлы) и анионы (кислотные остатки). Существует классификация солей по составу:

Источник

В чем заключается процесс электрической диссоциации

Ключевые слова конспекта: электролитическая диссоциация, теория, электролиты, неэлектролиты, определения основаниям, кислотам и солям как электролитам, степень диссоциации, степень электролитической диссоциации.

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Электрический ток – это направленное движение заряженных частиц. В металлах такое направленное движение осуществляется за счёт относительно свободных электронов. Но проводить электрический ток могут не только металлы.

Вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами. Вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами.

Почему же электролиты проводят электрический ток?

В 1887 г. шведский учёный Сванте Аррениус сформулировал положения теории электролитической диссоциации. Основная идея этой теории заключается в том, что электролиты под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. Электропроводность электролитов обусловлена именно наличием в растворе свободных ионов, которые и являются носителями зарядов.

В дальнейшем теория электролитической диссоциации совершенствовалась. Современная теория водных растворов электролитов, кроме теории С. Аррениуса, включает в себя представления о гидратации ионов (И. А. Каблуков, В. А. Кистяковский) и теорию сильных электролитов (П. Й. Дебай, Э. А. Хюккель, 1923 г.).

Основными положениями теории электролитической диссоциации являются следующие:

ОПРЕДЕЛЕНИЯ ОСНОВАНИЙ, КИСЛОТ И СОЛЕЙ

В свете теории электролитической диссоциации можно дать определения основаниям, кислотам и солям как электролитам.

Основания – это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах образуется только один вид анионов – гидроксид-анионы OH – :

КОН = К + + OH –
Са(ОН)₂ = Са 2+ + 2 OH –

Кислоты – это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах образуется только один вид катионов – катионы водорода Н + (точнее – катионы гидроксония H₃O + ).

Катион гидроксония образуется при взаимодействии Н + с молекулой H₂O. В результате образуется ещё одна ковалентная связь кислорода с водородом по донорно-акцепторному механизму:

Примеры диссоциации кислот:

НCl = Н + + Cl – или НCl + H₂O = H₃O + + Cl –
НСlO₄ = Н + + СlO₄ – или НСlO₄ + H₂O = H₃O + + СlO₄ –

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

Соли – это электролиты, диссоциирующие в водном растворе на катионы металлов и анионы кислотного остатка.

Средние соли диссоциируют с образованием только катионов металла и анионов кислотного остатка. Например:

Соли аммония вместо катиона металла содержат катион аммония. Например:

NH₄Cl = NH₄ + + Cl –

Основные соли диссоциируют с образованием катионов металла, анионов ОН– и анионов кислотного остатка:

Суммарное уравнение: AlOНCl₂ = Al 3+ + ОН – + 2Cl –

Кислые соли диссоциируют с образованием катионов металла, катионов водорода (гидроксония) и анионов кислотного остатка. Например:

Суммарное уравнение: Са(НСO₃)₂ + 2H₂O = Са 2+ + 2H₃O + + 2СО₃ 2–

Двойные соли – соли, в результате диссоциации которых образуются катионы нескольких металлов (или аммония и какого–либо металла) и анионы одного кислотного остатка. Например, сульфат калия–хрома (хромокалиевые квасцы):

Смешанные соли – соли, в результате диссоциации которых образуются катионы какого-либо металла и анионы нескольких кислотных остатков. Например, хлорид-гипохлорит кальция (хлорная известь):

СаСlOCl = Са 2+ + Cl – + СlO –

При растворении одних электролитов диссоциация происходит практически полностью. Такие электролиты называют сильными. При растворении других электролитов диссоциация происходит в незначительной мере, их называют слабыми.

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ

Для количественной оценки силы электролита введено понятие степени электролитической диссоциации.

Степень электролитической диссоциации (α) – отношение количества вещества электролита, распавшегося на ионы (n_расп.), к количеству вещества электролита, поступившего в раствор (n_общ.):

Степень диссоциации также выражают в процентах, тогда 0%

Конспект урока «Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации».

Источник

Электролитическая диссоциация

К соединениям, что отлично пропускают через себя ток, причисляют сильные кислоты, основания и соли, способные активно растворяться в H2O. Примеры веществ, водные соединения которых не в состоянии проводить электрический ток:

Причина электропроводности открыта в 1877 году шведским учёным С. Аррениусом. Он долго изучал свойства разнообразных соединений и наконец обнаружил, что в некоторых из них наличествуют ионы. Именно они проводят электрический ток. Частицы образуются, когда в воде растворяются определённые ингредиенты. Этот процесс называется электролитической диссоциацией.

С. Аррениус полагал, что частицы изначально находятся в растворах. Он не учитывал, что при взаимодействии электролита и воды происходит химическая реакция. Пытаясь объяснить процесс диссоциации, этот учёный опирался на физическую теорию растворов.

В отличие от него, русские физикохимики Вадимир Александрович Кистяковский и Иван Алексеевич Каблуков применили подход Д. И. Менделеева. Опираясь на химическую теорию, они сумели разработать доказательство того, что реакция является ступенчатой. Когда компонент растворяется в воде, сначала образуются гидраты. Следующая ступень — высвобождение ионов. Атомы водорода в молекуле воды расположены под углом 104,5°. При этом они как бы окутывают элемент, который впоследствии переходит в свободное состояние.