Ce este definiția disociației electrolitice. Disocierea electrolitică - cum să o înțelegem? Relația dintre constantă și gradul de disociere

Se numesc substanțe ale căror soluții (sau topituri) conduc curentul electric e l e c t r o l i t a m i. Adesea, soluțiile acestor substanțe în sine sunt numite electroliți. Aceste soluții (topite) de electroliți sunt conductoare de al doilea fel,întrucât transmiterea energiei electrice se realizează în ele prin mişcare si despre n despre in - particule încărcate. O particulă încărcată pozitiv se numește cation (Ca +2), o particulă care poartă o sarcină negativă - anion (EL -). Ionii pot fi simpli (Ca +2, H +) și complecși (PO 4 ־ 3, HCO 3 ־ 2).

Fondatorul teoriei disocierii electrolitice este omul de știință suedez S. Arrhenius. Conform teoriei disociere electrolitică

numită dezintegrarea moleculelor în ioni atunci când sunt dizolvate în apă, iar acest lucru are loc fără influența unui curent electric. Cu toate acestea, această teorie nu a răspuns la întrebările: ce motive determină apariția ionilor în soluții și de ce ionii pozitivi, atunci când se ciocnesc cu cei negativi, nu formează particule neutre. Oamenii de știință ruși și-au adus contribuția la dezvoltarea acestei teorii: D.I. Mendeleev, I.A Kablukov - susținători ai teoriei chimice a soluțiilor, care au acordat atenție influenței solventului în procesul de disociere. Kablukov a susținut că substanța dizolvată interacționează cu solventul ( proces de solvatare ) formând produse cu compoziție variabilă ( ).

săruri Un solvat este un ion înconjurat de molecule de solvent (înveliș de solvație), dintre care pot exista numere diferite (așa se realizează o compoziție variabilă). Dacă solventul este apă, atunci se numește procesul de interacțiune dintre moleculele de dizolvat și solvent g i d r a t a t i e y, iar produsul interacţiunii este

g i d r a t o m.

Astfel, cauza disocierii electrolitice este solvatarea (hidratarea). Și solvatarea (hidratarea) ionilor este cea care îi împiedică să se recombine în molecule neutre. Cantitativ, procesul de disociere se caracterizează prin valoare α ), gradul de disociere electrolitică ( Rezultă că pentru electroliții puternici α = 1 sau 100% (ionii de soluție sunt prezenți în soluție), pentru electroliții slabi 0< α < 1 (в растворе присутствуют наряду с ионами растворенного вещества и его недиссоциированные молекулы), для неэлектролитов α = 0 (nu există ioni în soluție). Pe lângă natura solutului și solventului, cantitatea α depinde de concentrația soluției și de temperatură.

Dacă solventul este apă, electroliții puternici includ:

1) toate sărurile;

2) următorii acizi: HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO4;

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

Procesul de disociere electrolitică este reversibil, prin urmare, poate fi caracterizat prin valoarea constantei de echilibru, care, în cazul unui electrolit slab, se numește constanta de disociere (K D ) .

Cu cât această valoare este mai mare, cu atât electrolitul se descompune mai ușor în ioni, cu atât mai mulți ioni sunt în soluție. De exemplu: HF ═ H ++ F־

Această valoare este constantă la o temperatură dată și depinde de natura electrolitului și a solventului.

Acizii polibazici și bazele poliacide se disociază treptat. De exemplu, moleculele de acid sulfuric elimină în primul rând un cation de hidrogen:

H2SO4 = H + + HSO4 ־ .

Eliminarea celui de-al doilea ion conform ecuației

HSO 4 ־ ═ N + + SO 4 ־ 2

este deja mult mai dificil, deoarece trebuie să depășească atracția ionului SO 4 ־ 2 încărcat dublu, care, desigur, atrage ionul de hidrogen mai puternic decât ionul HSO 4 ־ încărcat unic.

Prin urmare, a doua etapă de disociere are loc într-o măsură mult mai mică decât prima.

Bazele care conțin mai mult de o grupare hidroxil în moleculă se disociază, de asemenea, treptat. De exemplu:

Ba(OH)2 = BaOH + + OH-;

BaOH + = Ba 2+ + OH - .

Sărurile medii (normale) se disociază întotdeauna în ioni metalici și reziduuri acide:

CaCI2 = Ca2+ + 2CI-;

Na2SO4 = 2Na + + SO42-.

Sărurile acide, precum acizii polibazici, se disociază treptat. De exemplu:

NaHC03 = Na + + HCO3-;

HCO3- = H++ + CO32-.

Cu toate acestea, gradul de disociere în a doua etapă este foarte mic, astfel încât soluția de sare acidă conține doar un număr mic de ioni de hidrogen.

Sărurile bazice se disociază în ioni bazici și acizi. De exemplu:

Fe(OH)CI2 = FeOH2+ + 2CI-.

Aproape nu are loc o disociere secundară a ionilor reziduali bazici în ioni de metal și hidroxil.

1. ELECTROLIȚI

Conform teoriei disocierii electrolitice, sărurile, acizii și hidroxizii, atunci când sunt dizolvați în apă, se dezintegrează complet sau parțial în particule independente - ioni.

Procesul de descompunere a moleculelor de substanță în ioni sub influența moleculelor de solvent polar se numește disociere electrolitică. Substanțele care se disociază în ioni în soluții se numesc electroliti. Ca urmare, soluția dobândește capacitatea de a conduce curentul electric, deoarece în ea apar purtători mobili de încărcare electrică. Conform acestei teorii, atunci când sunt dizolvați în apă, electroliții se descompun (se disociază) în ioni încărcați pozitiv și negativ. Se numesc ioni încărcați pozitiv cationi; acestea includ, de exemplu, hidrogen și ioni metalici. Se numesc ioni încărcați negativ anionii; Acestea includ ioni de reziduuri acide și ioni de hidroxid.

Pentru a caracteriza cantitativ procesul de disociere a fost introdus conceptul de grad de disociere. Gradul de disociere al unui electrolit (α) este raportul dintre numărul de molecule ale acestuia dezintegrate în ioni într-o soluție dată ( n ), la numărul total al moleculelor sale în soluție ( N), sau

α = .

Gradul de disociere electrolitică este de obicei exprimat fie în fracțiuni de unitate, fie ca procent.

Electroliții cu un grad de disociere mai mare de 0,3 (30%) sunt de obicei numiți puternici, cu un grad de disociere de la 0,03 (3%) la 0,3 (30%) - mediu, mai mic de 0,03 (3%) - electroliți slabi. Deci, pentru o soluție de 0,1 M CH3COOH α = 0,013 (sau 1,3%). Prin urmare, acidul acetic este un electrolit slab. Gradul de disociere arată ce parte din moleculele dizolvate ale unei substanțe s-a descompus în ioni. Gradul de disociere electrolitică a unui electrolit în soluții apoase depinde de natura electrolitului, concentrația și temperatura acestuia.

Prin natura lor, electroliții pot fi împărțiți în două grupuri mari: puternic si slab. Electroliți puternici disociază aproape complet (α = 1).

Electroliții puternici includ:

1) acizi (H2S04, HCI, HNO3, HBr, HI, HCI04, HMn04);

2) baze – hidroxizi metalici din primul grup al subgrupului principal (alcali) – LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH precum și hidroxizi ai metalelor alcalino-pământoase – Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2;.

3) săruri solubile în apă (vezi tabelul de solubilitate).

Electroliți slabi se disociază în ioni într-o măsură foarte mică; în soluții se găsesc în principal în stare nedisociată (în formă moleculară). Pentru electroliții slabi, se stabilește un echilibru între molecule și ioni nedisociați.

Electroliții slabi includ:

1) acizi anorganici ( H2C03, H2S, HN02, H2S03, HCN, H3PO4, H2Si03, HCNS, HCIO, etc.);

2) apă (H20);

3) hidroxid de amoniu ( NH40H);

4) majoritatea acizilor organici

(de exemplu, CH3COOH acetic, HCOOH formic);

5) săruri și hidroxizi insolubile și ușor solubile ale unor metale (vezi tabelul de solubilitate).

Proces disociere electrolitică descrise folosind ecuații chimice. De exemplu, disocierea acidului clorhidric (HC l ) se scrie astfel:

HCl → H + + Cl – .

Bazele se disociază pentru a forma cationi metalici și ioni de hidroxid. De exemplu, disocierea KOH

KOH → K + + OH – .

Acizii polibazici, precum și bazele metalelor polivalente, se disociază treptat. De exemplu,

H 2 CO 3 H + + HCO 3 – ,

HCO 3 – H + + CO 3 2– .

Primul echilibru - disocierea conform primului pas - se caracterizează prin constantă

.

Pentru a doua etapă de disociere:

.

În cazul acidului carbonic, constantele de disociere au următoarele valori: K I = 4,3× 10 –7, K II = 5,6 × 10–11. Pentru disocierea treptată întotdeauna K eu > K II > K III >... , pentru că energia care trebuie cheltuită pentru a separa un ion este minimă atunci când este separat de o moleculă neutră.

Sărurile medii (normale), solubile în apă, se disociază pentru a forma ioni metalici încărcați pozitiv și ioni încărcați negativ ai reziduului acid

Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 –

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–.

Sărurile acide (hidrosărurile) sunt electroliți care conțin hidrogen în anion, care pot fi despărțiți sub forma ionului de hidrogen H +. Sărurile acide sunt considerate ca un produs obținut din acizi polibazici în care nu toți atomii de hidrogen sunt înlocuiți cu un metal. Disociarea sărurilor acide are loc în etape, de exemplu:

KHCO 3 → K ++ HCO 3 – (prima etapă)

După cum știți dintr-un curs de fizică, curentul electric este mișcarea ordonată a particulelor încărcate. In cazul metalelor, conductivitatea electrica este asigurata de electronii mobili din cristal, slab legati de nucleele atomilor, ceea ce le permite sa se deplaseze direct sub influenta unei diferente de potential.

Pe lângă metale, există și substanțe, soluții sau topituri ale cărora conduc curentul electric. Astfel de substanțe se numesc electroliți.

Electroliții sunt substanțe ale căror topituri sau soluții apoase conduc curentul electric.

Dar ce asigură conductivitatea electrică a topiturii și a soluțiilor de electroliți?

Luați în considerare un compus cum ar fi clorura de sodiu. Această substanță este caracterizată de o structură ionică. La nodurile rețelei sale structurale sunt cationi de sodiu și anioni de clor alternativ într-un model de șah:

După cum puteți vedea, particulele încărcate care ar putea oferi conductivitate electrică sunt prezente, dar statice, adică. nemişcată la nodurile reţelei. Prin urmare, pentru ca un curent electric să circule prin clorura de sodiu, este de asemenea necesar să se asigure „mobilitatea” ionilor din care constă.

După cum se știe, pentru aceeași substanță particulele sale constitutive sunt cele mai mobile atunci când se află într-o stare lichidă, mai degrabă decât într-o stare solidă agregată. Prin urmare, pentru ca clorura de sodiu să conducă curentul electric, aceasta trebuie topită, adică. se transformă în lichid. Ca urmare a transmiterii de energie cristalului de clorură de sodiu sub formă de cantitate mare de căldură, legăturile ionice Na + Cl - sunt parțial distruse, adică. disocierea are loc în ioni mobili liberi:

Na + Cl − ↔ Na + + Cl −

Cu toate acestea, disocierea clorurii de sodiu poate fi realizată nu numai prin topirea acesteia, ci și prin dizolvarea ei în apă. Dar cum devine posibil acest lucru? La urma urmei, pentru ca distrugerea rețelei cristaline să aibă loc, este necesar să i se imparte energie, ceea ce s-a întâmplat în timpul topirii. De unde vine energia pentru a distruge rețeaua în caz de dizolvare?

Când un cristal de NaCl este plasat în apă, suprafața sa este „lipicioasă” cu moleculele de apă sau hidratare, ca urmare, ionilor din rețeaua structurală li se oferă energie suficientă pentru a fi eliberați din rețeaua structurală și „porniți la plutire liberă” într-o „cochilie” de molecule de apă:

sau mai simplificat:

NaCl ↔ Na + + Cl − (moleculele de apă implicate în hidratarea cristalului de NaCl și ionii nu sunt notate)

Dacă energia eliberată în timpul hidratării unui cristal este mai mică decât energia rețelei cristaline, atunci dizolvarea și disocierea acestuia devin imposibile. De exemplu, suprafața unui cristal de sulfat de bariu plasat într-un mediu apos este, de asemenea, acoperită cu molecule de apă, dar energia eliberată ca rezultat este insuficientă pentru a elimina ionii Ba 2+ și SO 4 2- din rețeaua cristalină și, ca rezultat, dizolvarea sa devine imposibilă (de fapt posibilă, dar într-o măsură extrem de mică, deoarece nu există substanțe absolut insolubile).

În mod similar, disocierea este realizată și de hidroxizi metalici. De exemplu:

NaOH = Na + + OH −

Pe lângă substanțele cu structură ionică, unele substanțe cu structură moleculară cu o legătură de tip polar covalent, și anume acizii, sunt, de asemenea, capabile să se disocieze electrolitic. Ca și în cazul compușilor ionici, motivul formării ionilor din molecule neutre din punct de vedere electric constă în hidratarea acestora. Existența ionilor hidratați este energetic mai favorabilă decât existența moleculelor hidratate. De exemplu, disocierea unei molecule de acid clorhidric arată cam așa:

Hidratarea cationilor de hidrogen este atât de puternică încât putem vorbi nu doar despre un cation de hidrogen înconjurat de molecule de apă (cum era cazul cationilor de sodiu), ci și despre o particulă cu drepturi depline - un ion hidroniu H3O+ care conține trei legături covalente H-O cu drepturi depline, dintre care una este formată prin mecanismul donor-acceptor. Astfel, este mai corect să scrieți ecuația de disociere pentru acidul clorhidric după cum urmează:

H2O + HCI = H3O + + CI-

Cu toate acestea, chiar și în acest caz, cel mai adesea, ecuația de disociere a acidului clorhidric, ca oricare alta, este scrisă, ignorând participarea evidentă a moleculelor de apă la disociarea acizilor.

HCl = H + + Cl -

Disocierea acizilor polibazici are loc în etape, de exemplu:

H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 −

H 2 PO 4 − ↔ HPO 4 2- + H +

HPO 4 2- ↔ PO 4 3- + H +

Astfel, așa cum am aflat deja, electroliții includ: săruri, acizi și baze.

Pentru a descrie capacitatea electroliților de a suferi disociere electrolitică, o cantitate numită grad de disociere (α).

Gradul de disociere este raportul dintre numărul de particule disociate și numărul total de particule dizolvate.

În funcție de gradul de disociere, electroliții sunt împărțiți în puternice ( α> 30%), rezistență medie ( 30%> α> 3%) și slab ( α <3%):

Sunt luate în considerare substanțele care nu sunt nici acizi, nici săruri, nici hidroxizi neelectroliţi. Neelectroliții, de exemplu, includ substanțe simple, oxizi, substanțe organice (alcooli, hidrocarburi, carbohidrați, derivați clorurati ai hidrocarburilor etc.).

Electroliții puternici se disociază aproape ireversibil și în soluțiile lor apoase conținutul moleculelor originale este extrem de mic:

KOH → K + + OH −

Na 2 SO 4 → 2Na + + SO 4 2- .

Istoria descoperirii unui fenomen atât de interesant în chimie precum disocierea electrolitică a început în 1887, când chimistul suedez Svante Arennius, în timp ce studia conductivitatea electrică a soluțiilor apoase, a sugerat că în astfel de soluții substanțele se pot dezintegra în particule încărcate - ioni. Acești ioni sunt în mișcare, deplasându-se către electrozi, atât catodul încărcat pozitiv, cât și anodul încărcat negativ. Acest proces de descompunere se numește disociere electrolitică este motivul apariției curentului electric în soluții.

Teoria disocierii electrolitice

Teoria clasică a disocierii electrolitice, dezvoltată de descoperitorul S. Ahrennius împreună cu W. Oswald, în primul rând, presupunea că dezintegrarea moleculelor în ioni (disocierea însăși) are loc sub influența unui curent electric. Ulterior, s-a dovedit că acest lucru nu a fost în întregime adevărat, deoarece a fost dezvăluită existența ionilor în soluții apoase, indiferent dacă curentul a trecut sau nu prin aceștia. Apoi Svante Ahrennius a format o nouă teorie, esența ei este că electroliții se dezintegrează spontan în ioni sub influența unui solvent. Și prezența ionilor creează condiții ideale pentru conductivitatea electrică în soluție.

Cam așa arată schematic disocierea electrolitică.

Marea importanță a disocierii electrolitice în soluții este că ne permite să descriem proprietățile acizilor, bazelor și sărurilor și vom discuta acest lucru în detaliu mai jos.

Disocierea electrolitică a acizilor

N 3 PO 4 ⇄ N + N 2 PO- 4 (prima etapă)
N 2 PO 4 ⇄ N + NPO 2 - 4 (a doua etapă)
N 2 PO 4 ⇄ N+ PO Z - 4 (etapa a treia)

Așa arată ecuațiile chimice pentru disocierea electrolitică a acizilor. Exemplul arată disocierea electrolitică a acidului fosforic H 3 PO 4, care se descompune în hidrogen H (cation) și ioni anod. Mai mult, disocierea multor acizi bazici are loc, de regulă, doar în prima etapă.

Disocierea electrolitică a bazelor

Bazele diferă de acizi prin aceea că, atunci când se disociază, ionii de hidroxid se formează ca cationi.

Exemplu de ecuație de disociere chimică de bază

KOH ⇄ K + OH-; NH 4 OH ⇄ NH+ 4 + OH-

Bazele care se dizolvă în apă se numesc alcaline, nu există atât de multe dintre ele, în principal baze alcaline și alcalino-pământoase, precum LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH și Ca(OH) 2, Sr(OH) 2 , Ba(OH)2, Ra(OH)2

Disocierea electrolitică a sărurilor

În timpul disocierii electrolitice a sărurilor, metalele se formează ca cationi, precum și cationul de amoniu NH 4, iar reziduurile acide devin anioni.

(NH4)2S04⇄ 2NH+4 + S02-4; Na 3 PO 4 ⇄ 3Na + PO 3- 4

Un exemplu de ecuație pentru disocierea electrolitică a sărurilor.

Disocierea electrolitică, video

Și în sfârșit, un videoclip educațional pe tema articolului nostru.

Este bine cunoscut faptul că soluțiile pot dobândi anumite calități care nu se observă la niciuna dintre componentele luate individual. Astfel, o soluție apoasă de NaCl conduce bine electricitatea, în timp ce nici apa pură, nici sarea uscată nu au conductivitate electrică. În acest sens, toate substanțele dizolvate sunt de obicei împărțite în două tipuri:

1) substanțele ale căror soluții sunt conductoare electric se numesc electroliti;

2) se numesc substantele ale caror solutii nu au conductivitate electrica neelectroliţi.

Neelectroliții includ oxizi, gaze, majoritatea compușilor organici (hidrocarburi, alcooli, aldehide, cetone etc.).

Electroliții includ majoritatea acizilor anorganici și unii organici, baze și săruri.

Apariția conductibilității electrice în soluțiile de electroliți a fost explicată de S. Arrhenius, care în 1887 a propus teoria disocierii electrolitice:

Disocierea electrolitică este procesul de descompunere a unui electrolit în ioni sub influența moleculelor de solvent.

Motivul principal al disocierii electrolitice este procesul de solvatare (hidratare) a ionilor. Din cauza solvației, procesul invers este dificil recombinare ioni, numiți și asociere sau molarizare.

În acest sens, pot fi formulate câteva prevederi:

1) substanțele cu o legătură chimică de tip ionic sau aproape ionic suferă disociere;

2) procesul de disociere este mai puternic într-un solvent polar și mai slab (dacă este posibil) într-un solvent nepolar;

3) procesul de disociere este mai puternic, cu cât constanta dielectrică a solventului este mai mare.

În general, procesul de disociere electrolitică în apă poate fi reprezentat astfel:

Kt n An m  ( x  y)H 2 O ⇄ n m+  m n  ,

unde Kt m + este un ion încărcat pozitiv ( cation);

An n  – ion încărcat negativ ( anion).

Cantitati xŞi y, reflectând numărul de molecule de apă din învelișurile de hidratare, variază foarte mult în funcție de natura și concentrația ionilor, temperatură, presiune etc. În acest sens, este mai convenabil să se utilizeze ecuații simplificate de disociere electrolitică, adică. excluzând hidratarea:

NaCl Na +  Cl  ;

CuSO 4 Cu 2+  SO 4 2  ;

K 3 PO 4 3K +  PO 4 3  .

Cu toate acestea, trebuie avut în vedere că atunci când acizii se disociază în soluții apoase, nu se formează ioni liberi de H +, ci mai degrabă ioni de hidroniu stabili H 3 O +, prin urmare ecuația de disociere pentru un acid (de exemplu, HCl) ar trebui să arate ca acest:

HCl  H 2 O H 3 O +  Cl  .

Cu toate acestea, în literatura de specialitate chimică există o formă mai comună de notație care reflectă doar procesul de descompunere a electroliților fără a ține cont de efectul hidratării. În viitor vom folosi și terminologie simplificată.

Electroliți puternici și slabi

O caracteristică cantitativă a procesului de disociere electrolitică este gradul de disociere.

Gradul de disociere este raportul dintre cantitatea de electrolit dezintegrată în ioni (n), la cantitatea totală de electrolit (n 0 ):

Valoarea lui  se exprimă în fracții de unitate sau în % și depinde de natura electrolitului, solvent, temperatură, concentrație și compoziția soluției.

Solventul joacă un rol special: în unele cazuri, la trecerea de la soluții apoase la solvenți organici, gradul de disociere a electroliților poate crește sau scădea brusc. În cele ce urmează, în lipsa unor instrucțiuni speciale, vom presupune că solventul este apa.

În funcție de gradul de disociere, electroliții sunt împărțiți în mod convențional în puternic ( > 30%), medie (3% <  < 30%) и slab ( < 3%).

Electroliții puternici includ:

1) unii acizi anorganici (HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4 si o serie de altii);

2) hidroxizi ai metalelor alcaline (Li, Na, K, Rb, Cs) și alcalino-pământoase (Ca, Sr, Ba);

3) aproape toate sărurile solubile.

Electroliții cu rezistență medie includ Mg(OH)2, H3PO4, HCOOH, H2SO3, HF și alții.

Toți acizii carboxilici (cu excepția HCOOH) și formele hidratate ale aminelor alifatice și aromatice sunt considerate electroliți slabi. Mulți acizi anorganici (HCN, H 2 S, H 2 CO 3 etc.) și baze (NH 3 ∙H 2 O) sunt, de asemenea, electroliți slabi.

În ciuda unor asemănări, în general, nu ar trebui să echivaleze solubilitatea unei substanțe cu gradul ei de disociere. Astfel, acidul acetic și alcoolul etilic sunt nelimitat solubile în apă, dar, în același timp, prima substanță este un electrolit slab, iar a doua este un non-electrolit.