Электролитическая диссоциация

СОДЕРЖАНИЕ 

ВВЕДЕНИЕ ……………………………………………………………………

1. ХАРАКТЕРИСТИКА ТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ

    ДИССОЦИАЦИИ  …………………………………………………………

2. МЕХАНИЗМ И СТЕПЕНЬ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ

    ДИССОЦИАЦИИ ………………………………………………………….

      2.1 Механизм электролитической диссоциации  ……………………..

      2.2 Степень электролитической диссоциации  ………………………..

ЗАКЛЮЧЕНИЕ ……………………………………………………………….

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК ……………………………………….. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

ВВЕДЕНИЕ 

        При растворении в воде, как  в одном из сильно полярных  растворителей, вещества претерпевают значительные изменения. В ряде случаев это проявляется в электропроводности водных растворов , а иногда и в полном химическом превращении растворенных веществ. Действие воды на растворенные вещества настолько сильно и специфично, что его изучение составило содержание целой области науки- химии водных растворов.

      Химически чистая вода практически не проводит электрического тока. Водные растворы многих органических веществ (спиртов, альдегидов, кетонов, углеводов) также  неэлектропроводны. Но при растворении неорганических веществ (солей, кислот, оснований, большинства оксидов) раствор приобретает электроповодность.

      Цель  данной работы

      Задачи:

- дать характеристику  теории электролитической диссоциации;

- рассмотреть механизм электролитической диссоциации  и степень электролитической диссоциации. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

1. ХАРАКТЕРИСТИКА ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ 

      В 1884 г, С. Аррениус (шведский физико-химик) в своей докторской диссертации высказал следующее положение: «Коэффициент активности» электролита есть число, представляющее отношение количества ионов, имеющихся в растворе, к числу ионов, которые могли бы образоваться, если бы весь электролит полностью был переведен в простые электролитические молекулы»[5]. Он показал, что соль расщепляется полностью, когда количество воды в растворе бесконечно велико, что лучшая электропроводность какого-либо электролита обусловливается только большим количеством его активных частиц.

      Какие предпосылки послужили базой  для создания теории электролитической диссоциации? Здесь надо прежде всего отметить исследования Т. Гротгуса , который в 1805 г. создал теорию электропроводности растворов. В 1818 г. оп развил теорию о жидком состоянии и главным образом о состоянии молекул (ионов) в растворе. По его мнению, в растворе происходит самопроизвольно (без электрического тока) постоянный обмен заряженных элементарных частиц, который представить можно в виде полярного круга:

      Как пример Т. Гротгус рассматривал молекулу воды в виде + — (кислород —, водород +), вторая молекула около нее расположится по полярно-электрическим законам ±, т. е. получается такое положение, при котором может происходить постоянный обмен элементарных частиц воды. Растворение соли в воде Т. Гротгус рассматривал как электрохимический процесс, который заключается в способности ее расщепляться на свои полярно-электрические элементарные частицы без действия электрического тока.  Например, молекула NaCl с молекулой воды соединяется так!   благодаря этому он вновь возникает круговое гальваническое движение атомов (ионов),

      «Согласно моему воззрению,—писал Т. Гротгус, — элементарные атомы воды сами принимают противоположный электрические состояния (а именно кислород —Е, водород +Е)... Предположение об электрических состояниях элементарных частиц тел (±), действующих друг на друга химически или скорее электрохимически, одновременно является основной идеей всей электрохимии... Эта фундаментальная идея была выдвинута мною на целый год раньше сэра Дэви» .[5]

      Автора  этой основополагающей идеи можно назвать Дальтопом в истории электрохимии. В этом нет большого преувеличения. В самом деле, представление о том, что атом вещества несет электрический заряд и от этого его свойства отличаются от свойств нейтрального атома, по своему значению и влиянию на развитие химии и физики нисколько не уступает постулатам основателя химической атомистики.

      Т. Гротгус опубликовал свою новую  идею в малоизвестном ежегоднике Курляндского общества словесности  и художеств в Митаве в 1819 г., когда Г. Дэви и Я. Берцелиус уже создали свою теорию электрохимического сродства. Он выступил против утверждения Я. Берцелиуса, что соли состоят из кислоты и основания (например, сернокислый калий КО + SОз). Г. Дэви предлагал рассматривать соли как соединения металла с электроотрицатель -ным радикалом (K+SO₄). Эти представления легли в основу водородной теории кислот. Я. Берцелиус впоследствии согласился с доводами Г. Дэви. В 1833 г. М. Фарадей установил, что одинаковые количества электричества разлагают всегда такое же количество одного и того же вещества независимо от условий опыта; количество ионов, выделившихся на электродах во время электролиза, прямо пропорционально количеству протекшего через электролит электричества.

      После работ Г. Дэви, Я. Берцелиуса, М. Фарадея в химии господствующее положение на долгие годы заняла ошибочная точка зрения, что разложение электролита в растворе происходит только под влиянием электрического тока. С. Аррониус указывал на то, что его теория имеет своих предшественников, при этом он ссылался на А. Вильямсона (1851) и Р. Клаузиуса. В 1857 г. Р. Клаузиус высказал гипотезу, что соли в растворе распадаются до известной степени на два свободно передвигающихся иона даже в том случае, если ток не проходит через раствор. О работах Т. Гротгуса, в которых эта идея была ясно высказана, С. Аррениус не знал. К 1887 г. С. Аррениус окончательно пришел к мысли об электролитической диссоциации электролита в растворе.[5]

      Он смело заявил о том, что молекулы электролитов распадаются в растворе на электрически заряженные ионы. Вместо не совсем ясных понятий «активность», «коэффициент активности» он употребляет вполне определенные выражения, как «диссоциация», «степень диссоциации», приводит богатый фактический материал, подтверждающий основную идею автора об электролитической диссоциации. Год выхода этой работы из печати (1887) надо считать датой окончательной формулировки теории электролитической диссоциации.

      С. Аррениус показал, что коэффициент  i (Вант-Гоффа) —это коэффициент диссоциации электролита. Так установилась тесная связь менаду работами Я. Вант-Гоффа и С. Аррениуса. Это было звено, которое устанавливало связь между обобщениями, полученными Я. Вант-Гоффом, и теорией электролитической диссоциации, С. Аррениус доказал, что закон Вант-Гоффа является действительным для всех веществ, в том числе и для таких, которые раньше рассматривались как исключения (электролиты в водных растворах), что каждый электролит (в водном растворе) состоит из диссоциированных и недиссоциированных молекул. Степень электролитической диссоциации a_υ может быть количественно определена по формуле:

 

где μ_υ представляет собой молекулярную (или эквивалентную) электропроводность при данной концентрации и со является конечным значением,   к   которому   электропроводность асимптотически приближается при возрастании разбавления. Далее приводится формула для изотонического коэффициента i:

где п означает число ионов, на которое распадается молекула электролита. С. Аррениус показал, что коэффициент i является мерой увеличения числа частиц в растворе вследствие электролитической диссоциации; для бинарных (распадающихся на два иона) он равен приблизительно двум и т. д. Этим самым он превратил чисто качественную гипотезу в количественную теорию, которая могла быть проверена экспериментально.

      Определить  i можно    было методом криоскопии:

изучением электропроводности: i = i + (n — 1) а и по величине осмотического давления. С. Аррениус, а затем Я. Вант-Гофф вычислили для многих электролитов i из величин понижения точки замерзания их водных растворов, α — из электропроводности. С. Аррениус объясняет термохимическую парадоксальность одинаково теплового эффекта нейтрализации сильных кислот с сильными основаниями.

      Идеи  С. Аррениуса, составившие основу теории электролитической диссоциации, были встречены в штыки крупнейшими учеными того времени, и прошло много лет, прежде чем они завоевали полное признание. За исследования в области электролитов С.Аррениус в 1903г. был удостоен Нобелевской премии. 

2.МЕХАНИЗМ И СТЕПЕНЬ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ 

2.1 Механизм электролитической  диссоциации 

        Механизм электролитической диссоциации — распада молекул или кристаллов растворяемого вещества на ионы под влиянием молекул растворителя — был понят несколько позднее благодаря исследованиям различных ученых, в том числе русских В.А. Кистяковского и И.А. Каблукова. Согласно современным воззрениям, такой распад является результатом взаимодействия полярных молекул растворителя, например воды, с молекулами или кристаллической решеткой растворяемого вещества. Молекулы растворителя атакуют кристаллическую решетку, разрушая ее и переводя составные части решетки (ионы) в раствор в форме солъватирован-ных (гидратированных) заряженных частиц. Этот процесс иллюстрирует рис.1.[4]  

Рис. 1  

      Окружающие эти ионы полярные молекулы растворителя ориентированы в соответствии с зарядом ионов. Растворение электролита в известной мере упорядочивает молекулы растворителя. Естественно предположить, что эта способность к упорядочению молекул растворителя у многозарядных ионов выражена сильнее, чем у однозарядных. В этом и нужно искать причину того, что соли, содержащие многозарядные ионы, плохо растворимы (в ряде случаев практически нерастворимы) в воде. Например, хлорид бария растворим хорошо, а сульфат бария — очень плохо. Следовательно, влияние растворенного вещества и растворителя является обоюдным: полярные молекулы растворителя разрушают кристаллическую решетку растворяемого вещества на отдельные ионы, а эти ионы, переходя в раствор, вызывают изменение растворителя, заставляя его молекулы упорядочиваться. Кроме того, сольватированные ионы растворен- ного вещества не индифферентны по отношению друг к другу. Противоположно заряженные ионы имеют тенденцию притягиваться силами электростатического взаимодействия, образуя нейтральные молекулы или нейтральные группы молекул. Разумеется, в реальном растворе всегда присутствуют как отдельные сольватированные ионы, так и нейтральные молекулы.

      Действие  растворителя на растворенное вещество настолько велико, что может вызывать электролитическую диссоциацию веществ, не обладающих ионным типом связи. Например, полярные молекулы хлороводорода, растворяясь в воде, разрываются ее молекулами на ионы. При растворении хлороводорода в бензоле, являющемся менее полярным растворителем, чем вода, диссоциации молекул не происходит. Поэтому раствор хлороводорода (кислота) в воде проводит электрический ток, а в бензоле — нет.

      Все электролиты условно делят на три группы. К сильным электролитам относят вещества, которые практически полностью диссоциируют на ионы: НС1, HNO₃, H₂SO₄, HC1O₄, HI, КОН, NaOH и почти все соли. К слабым электролитам относят вещества, диссоциирующие на ионы в незначительной степени: Н₃ВО₃, СН₃СООН, HCN, H₂S и некоторые другие. У слабых электролитов большая часть растворенного вещества находится в форме молекул. Наконец, существует относительно небольшая группа электролитов — электролиты средней силы. К ним относят такие вещества, в растворах которых число диссоциирующих молекул примерно равно числу молекул, не подвергающихся диссоциации: H₂SO₃, HNO₂, H3PO4 и т. д. При решении тех или иных химических задач наиболее часто приходится исполь- зовать представления о поведении двух групп электролитов — сильных и слабых.[]

      Для более строгой, количественной характеристики состояния растворенного вещества в растворах вводится понятие о степени диссоциации. 

2.2 Степень электролитической  диссоциации 
 

      Степень электролитической диссоциации α — число, показывающее, какая часть молекул электролита находится в растворе в виде ионов.

Согласно  этому определению, 

число диссоциированных молекул α=

общее число  растворенных молекул 

      Очевидно, во всех растворах неэлектролитов, где диссоциация на ионы полностью  отсутствует, а = 0, а в растворах, в которых все растворенное вещество присутствует в форме ионов (полная диссоциация), α = 1. Очень часто для растворов средней и высокой концентраций (от с ≈ 5,0% до с = 10,0%) считают, что слабые электролиты характеризуются α≤ 0,03, а сильные — α≥ 0,30. Электролиты средней силы характеризуются промежуточными значениями степени диссоциации: 0,03 ≤ α ≤ 0,30. Однако необходимо отметить, что предложенная классификация является в значительной степени условной (особенно в случае слабых электролитов и электролитов средней силы). Это объясняется следующим. Степень диссоциации в общем случае зависит от природы электролита и растворителя, от концентрации и температуры раствора. Для растворов, образованных одними и теми же компонентами (растворителем и растворенным веществом), наибольший интерес представляет зависимость степени диссоциации от концентрации раствора. Для слабых электролитов типа Н⁺ В" (кис- лота) или А⁺ ОН ^-  (основание) степень диссоциации а и концентрация раствора с связаны зависимостью