Средние электролиты


Источник: www.chem21.info

Электролитическая диссоциация электролитов в водных растворах. Сильные и слабые электролиты.

электролитыВ начале XIX века была замечена способность растворов многих веществ проводить электрический ток (была обнаружена Майклом Фарадеем). Исследование электропроводности растворов показало, что растворы и расплавы многих веществ (например, поваренной соли) проводят электрический ток. Зато дистиллированная вода, кристаллические вещества и растворы некоторых других веществ (например, сахарозы) не проводит электрический ток – лампочка не горит, если замкнуть цепь.
Вещества, которые проводят электрический ток назвали электролитами, вещества, непроводящие ток – неэлектролиты. Электролиты делятся на сильные и слабые. Сильные хорошо проводят ток, лампочка горит ярко, слабые – плохо проводят ток, лампочка горит тускло, например, в растворе уксусной кислоты (см. рисунок).

В чем же причина электропроводности? Почему одни вещества проводят электрический ток, а другие нет?

Электрический ток – это направленно движение заряженных частиц под действием разности потенциалов. Электрический ток в металлах осуществляется за счет электронов, именно электроны являются носителями заряда. А в растворах и расплавах заряд переносят ионы. Вещества, которые распадаются на ионы в растворе или расплаве и проводят электрический ток называются электролитами.

Запомнить! Электролиты – вещества, которые проводят электрический ток в растворах. Электролиты в растворах распадаются на заряженные частицы – ионы, которые могут передвигаться к электродам. Это и есть причина электрического тока в растворах.

Химическая связь в электролитах — ионная или ковалентная сильнополярная (соли,  кислоты, основания).

Неэлектролиты – вещества, которые не проводят электрический ток в растворах.   Связь в таких веществах — ковалентная неполярная и слабополярная. При растворении они образуют не ионы, а молекулы, которые не способны переносить электрический ток, например, органические вещества (сахароза, бензин, спирт).

Теория электролитической диссоциации была сформулирована Сванте Аррениусом в 1887 году, но актуальна и по сей день. Основные положения этой теории:

  1. При растворении в воде (или расплавлении) электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (подвергаются электролитической диссоциации).
  2. Под действием электрического тока катионы двигаются к катоду (-), а анионы – к аноду (+).
  3. Электролитическая диссоциация — процесс обратимый.
  4. Сила электролита ( на сколько полно происходит распад на ионы) определяется степенью диссоциации, обозначается α (альфа) . Она показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n) к общему числу молекул, введенных в раствор (N). Изменяется от 0 до 1, или в прощентах от 0 до 100% 0 означает – совсем не распадается на ионы, 1 или 100% —  все молекулы распались на ионы.

Степень электролитической диссоциации (α) зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации.

В зависимости от значения степени диссоциации, электролиты можно разделить на сильные, средние и слабые.

elektrolity-klassifikaciya

Сильные электролиты имеют степень диссоциации  α > 30%, средние от 3 – 30%, а слабые – меньше 3%.

К сильным относят все раств. соли, все щелочи и некоторые кислоты. В растворе эти соединения практически полностью распадаются на ионы.

При написании уравнений диссоциации помните, что суммарный заряд катионов и анионов должен быть равен нулю.

Эти реакции распада на ионы протекают необратимо (только в одну сторону), ионы обратно не соединяются в кристаллическую решетку, препятствуют молекулы воды, окружающие эти ионы (гидратные оболочки).

К электролиам средней силы относят гидроксид магния, сернистую и фосфорную кислоты.
К слабым электролитам, которые лишь частично распадаются на ионы,   α < 3%, относят гидроксид аммония, угольную кислоту, сероводородную, уксусную кислоты и воду. Диссоциация слабых электролитов – обратимые процесс.

электролитическая диссоциация

Источник: himege.ru

Как протекает электролитическая диссоциация

Вещества-электролиты устроены за счет ионных или ковалентных полярных связей.

Средние электролиты

Во время растворения происходит химическое воздействие вещества с молекулами воды, в результате чего оно распадается на электроны. Молекулы воды – активные диполи с двумя полюсами: положительным и отрицательным. Атомы водорода располагаются под углом 104,5°, за счет этого молекула воды приобретает угловую форму.

Средние электролиты

Вещества, имеющие ионную кристаллическую решетку, намного легче диссоциируют, они уже состоят из активных ионов, а диполи воды во время растворения только ориентируют их. Между диполями воды и ионами электролита возникают усилия взаимного притяжения, связи кристаллической решетки ослабевают и ионы покидают кристалл.

На первом этапе молекулы вещества ориентируются около диполей воды, далее происходит гидратация, а на завершающем этапе диссоциация.

Похожим образом диссоциируют электролиты, у которых молекулы строятся за счет ковалентных связей. Разница только в том, что диполи воды превращают ковалентные связи в ионные. При этом наблюдается такая последовательность процессов:

В растворах происходит хаотическое движение гидратированных ионов, они могут сталкиваться между собой и опять образовывать отдельные связи. Такой процесс называется ассоциацией.

Классификация электролитов

Все электролиты кроме ионов содержат молекулярные структуры, неспособные переносить разряд. Процентное содержание этих элементов оказывает прямое влияние на возможность проводить ток, параметр обозначается α и определяется по формуле:

Средние электролиты

Для вычисления берется отношение количества частиц, распавшихся на ионы к общему числу растворенных частиц. Степень распада определяется опытным путем, если она равняется нулю, то диссоциация полностью отсутствует, если равняется единице, то все вещества в электролите распались на ионы. С учетом химического состава электролиты имеют неодинаковую степень диссоциации, параметр зависит от природы и концентрации раствора, чем ниже концентрация, тем выше диссоциация. Согласно данным определениям все электролиты делятся на две группы.

  1. Слабые электролиты. Имеют очень незначительную степень диссоциации, химические элементы почти не распадаются на ионы. К таким электролитам относится большинство неорганических и некоторые органические кислоты. Слабые электролиты расщепляются на ионы обратимо, процессы диссоциации и ассоциации по интенсивности могут сравниваться, раствор очень плохо проводит электрический ток.

Средние электролиты

Способность к диссоциации зависит от нескольких факторов, слабые электролиты во многом определяются химическими и физическими особенностями вещества. Важное значение имеет химический состав растворителя.

  1. Сильные электролиты. Эти растворы в водных растворах интенсивно диссоциируют на ионы, сильные электролиты могут иметь степень диссоциации равную единице. К ним относятся почти весь перечень солей и многие кислоты неорганического происхождения. Сильные электролиты диссоциируют необратимо:

Средние электролиты
От каких факторов зависит степень диссоциации

  1. Природа растворителя. Степень диссоциации веществ увеличивается прямо пропорционально полярности. Чем больше полярность, тем выше активность имеют сильные электролиты.
  2. Температура во время подготовки раствора. Повышение температуры растворителя увеличивает активность ионов и их количество. Правда, при этом есть вероятность одновременного повышения ассимиляции. Процесс растворения веществ в растворителе должен непрерывно контролироваться, при обнаружении отклонений от заданных параметров немедленно вносятся корректировки.
  3. Концентрация химических веществ. Чем выше концентрация, тем больше вероятность, что после растворения образуются слабые электролиты.

Главные положения теории электролитической диссоциацииСогласно существующей теории, электролитическая диссоциация позволяет растворам проводить электрический ток. В зависимости от этой способности они делятся на электролиты и неэлектролиты. Процесс распада веществ на ионы называется диссоциацией, положительно заряженные двигаются к катоду и называются катионами, негативно заряженные двигаются к аноду и называются анионами. Состав электролитов оказывает влияние на способность к диссоциации, технические нормы позволяют определять эту зависимость количественно.

С учетом получаемых после диссоциации ионов изменяется свойство электролитов. Вне зависимости от химического характера образуемых после диссоциации ионов, электролиты подразделяются на три большие классы:

1.Кислоты. В результате распада образуются анионы кислотного остатка и катионы водорода. Кислоты многоосновные могут преобразовываться по первой степени:

Средние электролиты

2. Основания. Электролиты, дисоциирующие на анионы гидроксогрупп и катионы металла.

Средние электролиты

3. Соли. Электролиты диссоциируют на анионы кислотного остатка и катионы металлов. Процесс происходит в одну ступень.

Средние электролиты

Химические свойства электролитов описываются при помощи химических уравнений и определяются свойствами образованных ионов. Для удаления вредных химических соединений, выделяемых в воздух во время диссоциации, используются химически нейтральные пластиковые воздуховоды.
Перспективы развития теории диссоциацииНа современном этапе развития теории ученые предпринимают попытки описать динамические и термодинамические свойства электролитов учитывая концепцию ионно-молекулярной структуры. Классическая теория считается примитивной, в ней ионы представляются как заряженные жесткие сферы. Главный недостаток традиционной теории – невозможность объяснить локальное снижение диэлектрической проницательности в первом приближении. Ряд растворителей поддается описанию физических свойств ступенчатой зависимостью, но протонные водные растворители имеют намного сложнее процессы релаксации.

Непримитивные модели, рассматривающие ионы в одинаковом масштабе, делятся на две группы:

  1. Первая. Жидкие фазы рассматриваются как максимально разупорядочные кристаллы, размеры не более пяти молекулярных диаметров.
  2. Вторая. Жидкости описываются как сильно неидеальные газы. Молекулы растворителя являются точными или обыкновенными диполями.

Зависимость диэлектрической проницаемости от расстояния между ионами

Средние электролиты

Неравновесные явления в растворах электролитов

Неравновесный распад объясняется несколькими физическими процессами.

  1. Миграцией и диффузией ионов. Обуславливается сравнительно большим количеством ионных перескоков за единицу времени в сравнении с иными направлениями.

Контакт двух растворов с различными показателями концентрации

Средние электролиты

 

  1. Эквивалентной и удельной электропроводностью. Электропроводность обеспечивается миграцией ионов, замеры выполняются таким способом, чтобы исключалось влияние градиента химического потенциала.

Принципиальная схема моста переменного тока во время измерения электропроводности

Средние электролиты

  1. Числом переноса. Определяется суммой электрической проворности аниона и катиона. Доля тока называется электрическим числом переноса.

Схема определения числа переноса

Средние электролиты

Перемещение ионов в среде электрического поля по статистике является усредненным процессом, ионы делают беспорядочные перескоки, а элегическое поле оказывает только определенное влияние, точно рассчитать силу и вероятность влияния невозможно. В связи с этим, аналогия диссоциации с обыкновенным поступательным движением твердых тел весьма приближенная, но она позволяет принимать правильные качественные выводы.

Источник: plast-product.ru

Физическая и химическая теория растворов

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.

Электрический ток – это направленное движение свободных заряженных частиц. В металлах такое движение осуществляется за счет относительно свободных электронов, электронного газа. Но не только металлы способны проводить электрический ток.

Электролиты  это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.

Неэлектролиты  это вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток.

Для описания электропроводности некоторых растворов необходимо понимать, что такое раствор. К концу XIX века существовало 2 основных теории растворов:

· Физическая. Согласно этой теории, раствор – это чисто механическая смесь компонентов, и никакого взаимодействия между частицами в нем нет. Она хорошо описывала свойства электролитов, но имела определенные сложности в описании растворов электролитов.

· Химическая. Согласно этой теории, при растворении происходит химическая реакция между растворяемым веществом и растворителем. Это подтверждается наличием теплового эффекта при растворении, а также изменением цвета. Например, при растворении белого безводного сульфата меди образуется насыщенный синий раствор.

Истина оказалась между двумя этими крайними точками. А именно, в растворах протекает и химический и физический процесс.

Средние электролиты

Рис. 1. Сванте Аррениус

В 1887 году шведский физико — химик Сванте Аррениус (Рис. 1), 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. При активном участии Сванте Аррениуса была сформулирована теория электролитической диссоциации, которую часто называют в честь этого ученого. Основная идея данной теории заключается в том, что электролиты под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. И именно эти ионы являются носителями заряда и отвечают за электропроводность раствора.

2. Основные положения теории электролитической диссоциации

1. Электролиты в растворах под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. Такой процесс называется электролитической диссоциацией. Диссоциация также может проходить при расплавлении твердых электролитов.

2. Ионы отличаются от атомов по составу и свойствам. В водных растворах ионы находятся в гидратированном состоянии. Ионы в гидратированном состоянии отличаются по свойствам от ионов в газообразном состоянии вещества. Это объясняется так: в ионных соединениях уже изначально присутствуют катионы и анионы. При растворении молекула воды начинает подходить к заряженным ионам: положительным полюсом  к отрицательному иону, отрицательным полюсом  к положительному. Ионы называются гидратированными (рис. 2).

Средние электролиты

Рис. 2

3. В растворах или расплавах электролитов ионы движутся хаотично, но при пропускании электрического тока ионы движутся направленно: катионы – к катоду, анионы  к аноду.

Основания, кислоты, соли в свете теории электролитической диссоциации

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

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

NaOH ↔ Na+ + OH

Диссоциация оснований, содержащих несколько гидроксильных групп, происходит ступенчато:

Ba(OH)2↔ Ba(ОН)+ +  OH  Первая ступень

Ba(OH)+ ↔ Ba2+ + OH  Вторая ступень

Ba(OH)2↔ Ba2+ + 2 OH  Суммарное уравнение

Кислоты  это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах образуется только один вид катионов: H+. Ионом водорода называют именно гидратированный протон и обозначают H3O+, но для простоты записывают H+.

HNO3↔ H+ + NO3

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H3PO4↔ H+ + H2PO4Первая ступень

H2PO4↔ H+ + HPO42- Вторая ступень

HPO42-↔ H+ + PO43- Третья ступень

H3PO4↔ 3H+ + PO43-Суммарное уравнение 

Соли  это электролиты, диссоцирующие в водных растворах на катионы металла и анионы кислотного остатка.
Na2SO4 ↔ 2Na+ + SO42−

Средние соли – это электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла или катионы аммония и анионы кислотного остатка.

Основные соли  это электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла, гидроксид анионы и анионы кислотного остатка.

Кислые соли – это электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла, катионы водорода и анионы кислотного остатка.

Двойные соли  это электролиты, диссоциирующие в водных растворах  на катионы нескольких металлов и анионы кислотного остатка.

 KAl(SO4)2↔ K+ + Al3+ + 2SO42

Смешанные соли  это электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла и анионы нескольких кислотных остатков

Сильные и слабые электролиты

Электролитическая диссоциация в той или иной степени – процесс обратимый. Но при растворении некоторых соединений равновесие диссоциации в значительной степени смещено в сторону диссоциируемой формы. В растворах таких электролитов диссоциация протекает практически необратимо. Поэтому при написании уравнений диссоциации таких веществ пишется или знак равенства или прямая стрелка, обозначающая, что реакция происходит практически необратимо. Такие вещества называют сильными электролитами.

Слабыми называются электролиты, в которых диссоциация происходит незначительно. При написании используют знак обратимости. Табл. 1.

Для количественной оценки силы электролита введено понятие степени электролитической диссоциации.

Средние электролиты

Силу электролита можно охарактеризовать и при помощи константы химического равновесия диссоциации. Называется она константа диссоциации.

Факторы, влияющие на степень электролитической диссоциации:

· Природа электролита

· Концентрация электролита в растворе

· Температура

При увеличении температуры и разбавлении раствора степень электролитической диссоциации увеличивается. Поэтому оценить силу электролита можно, только сравнивания их при одинаковых условиях. За стандарт принята t = 180С и с = 0,1 моль/л.

Табл. 1

Источник: interneturok.ru


Leave a Comment

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *

Этот сайт использует Akismet для борьбы со спамом. Узнайте, как обрабатываются ваши данные комментариев.