Электролитическая диссоциация

Министерство  оброзования и  науки РК Западно-Казахстанский  аграрно-технический

университет им.  Жангир-хана 
 
 
 

                                                     Кафедра : «Химии  и химических технологий» 

Реферат

на тему:

« Электролитическая диссоциация» 
 

 Выполнила : Руденко Д.С студент гр.ТМО-12

                                                                                       Проверила : Калиева П.Т  
 
 

Уральск 2011 

Электролитическая диссоциация 

Электролитическая диссоциация — процесс распада  электролита на ионы при растворении  его в полярном растворителе или  при плавлении.

Содержание:

1 Диссоциация в  растворах

2 Диссоциация при  плавлении

3 Классическая теория  электролитической диссоциации

4 Сильные электролиты

Диссоциация в растворах

Диссоциация на ионы в растворах происходит вследствие взаимодействия растворённого вещества с растворителем; по данным спектроскопических методов, это взаимодействие носит  в значительной мере химический характер. Наряду с сольватирующей способностью молекул растворителя определённую роль в электролитической диссоциации играет также макроскопическое свойство растворителя — его диэлектрическая проницаемость (Схема электролитической диссоциации).

Диссоциация при  плавлении

Под действием высоких  температур ионы кристаллической решётки  начинают совершать колебания, кинетическая энергия повышается, и наступит такой  момент (при температуре плавления  вещества), когда она превысит энергию  взаимодействия ионов. Результатом  этого является распад вещества на ионы.

Классическая теория электролитической диссоциации

Классическая теория электролитической диссоциации  была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 году. Аррениус придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействие электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. Русские химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяковский применили для объяснения электролитической диссоциации химическую теорию растворов Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит его химическое взаимодействие с водой, в результате которого электролит диссоциирует на ионы.

Классическая теория электролитической диссоциации  основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации  α, т. е. долей распавшихся молекул электролита. Динамическое равновесие между недиссоциированными

молекулами и ионами описывается законом действующих  масс . Например, электролитическая диссоциация бинарного электролита KA выражается уравнением типа:

Константа диссоциации  Kd определяется активностями катионов анионов и недиссоциированных молекул следующим образом:

Значение Kd зависит  от природы растворённого вещества и растворителя, а также от температуры  и может быть определено несколькими  экспериментальными методами. Степень  диссоциации (α) может быть рассчитана при любой концентрации электролита  с помощью соотношения:

где  —  средний коэффициент активности электролита.

Сильные электролиты

Классическая теория электролитической диссоциации  применима лишь к разбавленным растворам  слабых электролитов. Сильные электролиты  в разбавленных растворах диссоциированы практически полностью, поэтому  представления о равновесии между  ионами и недиссоциированными молекулами лишено смысла. Согласно представлениям, выдвинутым в 20—30-х гг. 20 в. В. К. Семенченко (СССР), Н. Бьеррумом (Дания), Р. М. Фуоссом (США) и др., в растворах сильных  электролитов при средних и высоких  концентрациях образуются ионные пары и более сложные агрегаты. Современные  спектроскопические данные показывают, что ионная пара состоит из двух ионов противоположного знака, находящихся  в контакте («контактная ионная пара») или разделённых одной или  несколькими молекулами растворителя («разделённая ионная пара»). Ионные пары электрически нейтральны и не принимают  участия в переносе электричества. В сравнительно разбавленных растворах  сильных электролитов равновесие между  отдельными сольватированными ионами и ионными парами может быть приближённо  охарактеризовано, аналогично классической теории электролитической диссоциации, константой диссоциации (или обратной величиной — константой ассоциации). Это позволяет использовать вышеприведённое  уравнение для расчёта соответствующей  степени диссоциации, исходя из экспериментальных  данных. 

В простейших случаях (большие одноатомные однозарядные ионы) приближённые значения константы  диссоциации в разбавленных растворах  сильных электролитов можно вычислить  теоретически, исходя из представлений  о чисто электростатическом взаимодействии между ионами в непрерывной среде  — растворителе. 
 

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ. ЭЛЕКТРОЛИТЫ 

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ. ЭЛЕКТРОЛИТЫ. Дождливый  день. На остановке троллейбуса люди складывают зонтики и заходят  в салон. Вот один из них поставил ногу на ступеньку и тут же отпрянул: «Ой, током бьет!» Как же ток  добрался до пассажира?

Еще на заре изучения электрических явлений ученые заметили, что ток могут проводить не только металлы, но и растворы. Но не всякие. Так, водные растворы поваренной соли и других солей, растворы сильных  кислот и щелочей хорошо проводят ток. Растворы уксусной кислоты, углекислого  и сернистого газа проводят его намного  хуже. А вот растворы спирта, сахара и большинства других органических соединений вовсе не проводят электрический  ток. Английский физик Майкл Фарадей  еще в 30-е годы XIX века, изучая закономерности прохождения электрического тока через  растворы, ввел термины «электролит», «электролиз», «ион», «катион», «анион». Электролит – вещество, раствор  которого проводит электрический ток. Происходит это в результате движения в растворе заряженных частиц –  ионов. Спустя много лет и в  другой стране был придуман забавный стишок, позволяющий запомнить заряд  ионов:

Для двух ребят подарков груз

ИОН взвалил себе на спину:

Для КАТИ ОН несет  свой плюс,

Для АНИ ОН несет  свой минус. 

Причина появления  в растворах заряженных частиц была совершенно непонятной. Само название «электролит» (от греч. lysis – разрушение, растворение) предполагало, что ионы появляются в растворе при пропускании  через него электрического тока.

Изучение  растворов методами физической химии, например, с помощью измерения oсмотического давления и криоскопии (см. также  МОЛЕКУЛЯРНОЙ МАССЫ ОПРЕДЕЛЕНИЕ), показало, что растворах электролитов число  частиц больше, чем дают расчеты, основанные на концентрации растворенного вещества. Получалось, например, что в разбавленных растворах поваренной соли число  частиц вдвое больше, чем вычисленное  по формуле NaCl, в растворах CaCl2 –  втрое больше и т.д. Это можно  было бы объяснить, предположив, что  указанные соединения при растворении  в воде распадаются на несколько  частей – как говорят химики, претерпевают диссоциацию (от латинского dissociatio – разъединение, разделение).

Явления диссоциации  химикам были известны; например, при  нагревании хлорида аммония: он возгоняется  с одновременной диссоциацией на две молекулы: NH4Cl ® NH3+ HCl. Но распад при  нагревании было объяснить намного  легче: энергия, необходимая для  диссоциации, черпается за счет тепловой энергии. А вот откуда берется  энергия при растворении соли в воде при комнатной температуре, никто объяснить не мог (температура  раствора часто почти не меняется). Более того, при растворении некоторых солей в воде раствор сильно нагревается! Непонятно было также, как и на что может распадаться в растворе поваренная соль – ведь не на натрий же и хлор! 

В 1887 году шведский физико-химик  Сванте Аррениус, исследуя электропроводность водных растворов, высказал предположение, что в таких растворах вещества распадаются на заряженные частицы  – ионы, которые могут передвигаться  к электродам – отрицательно заряженному  катоду и положительно заряженному  аноду. Это и есть причина электрического тока в растворах. Данный процесс  получил название электролитической  диссоциации (дословный перевод  – расщепление, разложение под действием  электричества). Такое название также  предполагает, что диссоциация происходит под действием электрического тока. Дальнейшие исследования показали, что  это не так: ионы являются только переносчиками  зарядов в растворе и существуют в нем независимо от того, проходит через раствор ток или нет. 

Теория Аррениуса, с одной стороны, объясняла, почему растворы электролитов проводят ток, с  другой стороны – объясняла увеличение числа частиц в растворе. Например, в растворе сульфат алюминия Al2(SO4)3 распадается сразу на пять ионов: два катиона алюминия Al3+ и три  сульфат-аниона SO42–. За создание теории электролитической диссоциации  Аррениус в 1903 году был удостоен Нобелевской  премии по химии. 

По степени диссоциации  на ионы электролиты стали относить к сильным (полный распад на ионы) и  к слабым (на ионы распадается только часть растворенного вещества). К  сильным электролитам относятся  щелочи, многие кислоты (серная, азотная, соляная), большинство солей. К слабым электролитам относятся уксусная СН3СООН, азотистая HNO2, сероводородная H2S, угольная Н2СО3, сернистая H2SO3, большинство органических кислот. Воду также можно отнести  к слабым электролитам, так как  лишь очень небольшая часть ее молекул находится в растворах  в виде катионов Н+ и анионов ОН–. Фосфорная кислота Н3РО4 – электролит средней силы. Тело человека также  содержит растворы электролитов и проводит электрический ток. Прохождение  через тело тока силой всего 0,1 ампера может быть смертельным. 

Многие ученые –  современники Аррениуса, вначале не приняли его теорию. У многих из них то время еще не было четкого  понимания, чем ионы отличаются от нейтральных  атомов. Им казалось невероятным, как, например, хлорид натрия в воде может  существовать в виде отдельных ионов  натрия и хлора: как известно, натрий бурно реагирует с водой, а  раствор хлора имеет желто-зеленый  цвет и ядовит. В результате диссертация  Аррениуса получила ряд отрицательных  отзывов. К числу самых непримиримых противников Аррениуса принадлежал  и Д.И.Менделеев, создавший «химическую» теорию растворов, в отличие от «физической» теории Аррениуса. Менделеев считал, что в растворах происходят по сути химические взаимодействия между  растворенным веществом и растворителем, тогда как теория Аррениуса представляла водные растворы как механическую смесь  ионов и воды. В 1889 году Менделеев  опубликовал Заметку о диссоциации  растворенных веществ, в которой  ставился под сомнение сам факт распада  на ионы в растворах электролитов. «Сохраняя все то, что приобретено  в отношении к пониманию растворов, – писал Менделеев, – мне кажется, можно оставить в стороне гипотезу об особом виде диссоциации – на ионы, совершающейся с электролитами при образовании слабых растворов».

Хотя Менделеев, критикуя Аррениуса, во многом был не прав, в  его рассуждениях была значительная доля истины. Как это часто бывает в науке, в ожесточенном споре  между приверженцами физической и химической теории правыми оказались  обе стороны. Очень сильное химическое взаимодействие между ионами и молекулами растворителя дает ту энергию, которая  необходима для разрушения кристаллической  решетки или молекул электролитов. В случае водных растворов эта  энергия называется энергией гидратации (hydor по-гречески вода) и она может  достигать очень больших значений; так, энергия гидратации катионов Na+ почти вдвое больше, чем энергия  разрыва связи в молекуле Cl2. Чтобы  разъединить катионы и анионы в кристаллах электролитов, тоже требуется  затратить немало энергии (она называется энергией кристаллической решетки). В результате если суммарная энергия  гидратации катионов и анионов при  образовании раствора больше энергии  кристаллической решетки (или энергии  связи между атомами в таких  электролитах, как HCl, H2SO4), растворение  будет сопровождаться нагреванием, а если меньше – охлаждением раствора. Именно поэтому при растворении  в воде таких веществ как LiCl, безводный CaCl2 и многих других раствор нагревается, а при растворении KCl, KNO3, NH4NO3 и  некоторых других – охлаждается. Охлаждение может быть таким сильным, что стакан, в котором готовят  раствор, покрывается снаружи росой  и может даже примерзнуть к  мокрой подставке!