Изучение свойств и особенностей электролитов

Министерство образования и науки Украины

Реферат

по теме

«Изучение свойств и особенностей электролитов»

Донецк 2008 г.

Содержание

1. Введение

2. Осматическое давление

3. Диссоциация газов

4. Проводимость водных растворов

5. Теория электролитической диссоциации

6. Процесс электролитической диссоциации

7. Гидротация ионов

8. Диссоциациация

9. Полярность малекул при диссоциации

11. Степень диссоциации

12. Разделение электролитов

13. Константа диссоциации

14. Сильные электролиты

15. Список используемой литературы

Введение

Изучению теории электролитической диссоциации в химии уделено большое место, поскольку это явление изучалось и изучается в период долгого времени. В основном большинство ученных химиков занимается изучением электролитической диссоциации прикладным путем, основываясь на проведении различных опытов над кислотами, солями и основаниями, таким образом получая определенные достоверные сведенья и знания о протекании этого процесса. Но также электролитическая диссоциация изучается как теоретическая часть, это в основном в расчетах уравнений реакций.

Данный реферат поможет поближе познакомится с явлением электролитической диссоциации на основе знаний полученных ученными химиками за долгое время.

Осмотическое давление

Все разбавленные растворы подчиняются различным химическим законам, справедливость этих законов подтверждается результатами многих экспериментов. Однако имеются вещества, растворы которых сильно отклоняются от всех рассмотренных законов. К подобным веществам относятся соли, кислоты и щелочи. Для них осмотическое давление, понижение давления пара, изменения температур кипения и замерзания всегда больше, чем это отвечает концентрации раствора.

Существует также уравнение, выражающая величину осмотического давления:

Р = CRT

Для того, что бы распространить его на растворы с «ненормальным» осмотическим давлением, Ван-Гофф ввел в него поправочный коэффициент (изотонический коэффициент), показывающий, во сколько раз осмотическое давление данного раствора больше «нормального»:

Р = iCRT

Коэффициент i определялся для каждого раствора экспериментальным путем -- например, по понижению давления пара, или по понижению температуры замерзания, или по повышению температуры кипения.

Значения коэффициента I, найденные Ван-Гоффом для 0,2 н. растворов некоторых солей по понижению их температур замерзания, приведены в таблице

Данные таблицы показывают, что коэффициент i для различных солей различен. С разбавлением раствора он растет, приближаясь к целым числам 2, 3, 4. Для солей аналогичного состава эти числа одинаковы. Например, для всех солей, образованных одновалентными металлами и одноосновными кислотами, при достаточном разбавлении их растворов коэффициент i приближается к 2, а для солей, образованных двухвалентными металлами и одноосновными кислотами он приближается к 3.

Итак, соли, кислоты и основания растворяясь в воде, создают значительно большее осмотическое давление, чем эквимолекулярные количества всех остальных веществ.

Диссоциация газов

Стоит отметить, что аналогичное явление наблюдается в отношении некоторых газов или веществ, переходящих в газообразное состояние. Например, пары пентахлорида фосфора PCl5, иода и некоторых других веществ при нагревании в закрытом сосуде обнаруживают более высокое давление, чем следует по закону Гей-Люссака. Для газов это явление объясняется диссоциацией. Если, например, PCl5 полностью разложится на PCl3 и Cl2, то понятно, что при неизменном объёме давление, зависящее от числа частиц, должно увеличиться вдвое. При неполной диссоциации, когда только часть молекул подверглась разложению, давление также возрастает, но менее, чем вдвое.

Проводимость водных растворов

Естественно было предположить, что в растворах, обладающих ненормально высоким осмотическим давлением, молекулы растворенного вещества тоже распадаются на какие-то более мелкие частицы, так что общее число частиц в растворе возрастает. А поскольку осмотическое давление зависит от числа частиц растворенного вещества, находящихся в единице объема раствора, то с увеличением этого числа оно тоже увеличивается. Такое предположение впервые было высказано в 1887 году шведским ученным Аррениусом и легло в основу его теории, объясняющей поведение солей, кислот и оснований в водных растворах.:

Водные растворы солей, кислот и оснований обладают еще одной особенностью -- они проводят электрический ток. При этом большинство твердых солей и оснований в безводном состоянии, а также безводные кислоты обладают очень слабой электрической проводимостью; плохо проводит электрический ток и вода. Очевидно, что при образовании растворов подобные вещества претерпевают какие-то изменения, обусловливающие возникновение высокой электрической проводимости. Как мы увидим ниже, эти изменения заключаются в диссоциации соответствующих веществ на ионы, которые и служат переносчиками электрического тока.

Вещества, проводящие электрический ток своими ионами, называются электролитами. При растворении в воде и в ряде неводных растворителей свойства электролитов проявляют соли, кислоты и основания. Электролитами являются также многие расплавленные соли, оксиды и гидроксиды, а также некоторые соли и оксиды в твердом состоянии.

Теория электролитической диссоциации

Аррениус обратил внимание на тесную связь между способностью растворов солей, кислот и оснований проводить электрический ток и отклонениями растворов этих веществ от законов Вант-Гоффа и Рауля. Он показал, что по электрической проводимости раствора можно рассчитать его осмотическое давление, а следовательно, и поправочный коэффициент i. Значения i, вычисленные им из электрической проводимости, хорошо совпали с величинами, найденными для тех же растворов иными методами.

Причиной чрезмерно высокого осмотического давления растворов электролитов является, согласно Аррениусу (Сванте Аррениус живший в 1859--1927 годах, был профессор университета в Стокгольме и директор Нобелевского института), диссоциация электролитов на ионы. Вследствие этого, с одной стороны, увеличивается общее число частиц в растворе, а следовательно, возрастают осмотическое давление, понижение давления пара и изменения температур кипения и замерзания, с другой -- ионы обусловливают способность раствора проводить электрический ток.

Эти предположения в дальнейшем были развиты в стройную теорию, получившую название теории электролитической диссоциации. Согласно этой теории, при растворении в воде электролиты распадаются (дисоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называются катионами, к ним относятся, например, ионы водорода и металлов. Отрицательно заряженные ионы называются анионами, к ним принадлежат ионы кислотных остатков и гидроксид-ионы. Как и молекулы растворителя, ионы в растворе находятся в состоянии неупорядоченного теплового движения.

Процесс электролитической диссоциации

Сам процесс электролитической диссоциации изображают, пользуясь химическими уравнениями. Например, диссоциация НС1 выразится уравнением:

НС1= Н+ + С1-

(то есть на катионы водорода и анионы хлора)

Распад электролитов на ионы объясняет отклонения от законов Ван-Гоффа и Рауля, о которых говорилось в начале этой главы, В качестве примера мы приводили понижение температуры замерзания раствора NaCl. Теперь нетрудно понять, почему понижение температуры замерзания этого раствора столь велико. Хлорид натрия переходит в раствор в виде ионов Na+ и С1-. При этом из одного моля NaCl получается не 6,02-1023 частиц, а вдвое большее их число. Поэтому и понижение температуры замерзания в растворе NaCI должно быть вдвое больше, чем в растворе не электролита той же концентрации.

Точно так же в очень разбавленном растворе хлорида бария, диссоциирующего согласно уравнению:

ВаС12=Ва2+ + 2 С1-

осмотическое давление оказывается в 3 раза больше, чем вычисленное по закону Ван-Гоффа, так как число частиц в растворе в 3 раза больше, чем если бы хлорид бария находился в нем в виде молекул ВаС1.

Гидратация ионов

Таким образом, особенности водных растворов электролитов, противоречащие с первого взгляда законам Ван-Гоффа и Рауля, были объяснены на основе этих же законов.

Однако теория Аррениуса не учитывала всей сложности явлений в растворах. В частности, она рассматривала ионы как свободные, независимые от молекул растворителя частицы. Теории Аррениуса противостояла - химическая, или гидратная, теория растворов Менделеева, в основе которой лежало представление о взаимодействии растворенного вещества с растворителем. В преодолении кажущегося противоречия обеих теорий большая заслуга принадлежит русскому ученому И.А. Каблукову, впервые высказавшему предположение о гидратации ионов. Развитие этой идеи привело в дальнейшем к объединению теорий Аррениуса и Менделеева.

Диссоциациация

В зависимости от структуры растворяющегося вещества в безводном состоянии его диссоциация протекает по-разному. Наиболее типичны при этом два случая. Один из них -- это диссоциация растворяющихся солей, т. е. кристаллов с ионной структурой, второй -- диссоциация при растворении кислот, т. е. веществ, состоящих из полярных молекул.

Когда кристалл соли, например, хлорида калия, попадает в воду, то расположенные на его поверхности ионы притягивают к себе полярные молекулы воды (ион-дипольное взаимодействие).% ионам калия молекулы воды притягиваются своими отрицательными полюсами, а к хлорид-ионам -- положительными. Но, если ионы притягивают к себе молекулы воды, то и молекулы воды с такой же силой притягивают к себе ионы. В то же время притянутые молекулы воды испытывают толчки со стороны других молекул, находящихся в движении. Этих толчков вместе с тепловыми колебаниями ионов в кристалле оказывается достаточно для отделения ионов от кристалла и перехода их в раствор. Вслед за первым слоем ионов в раствор переходит следующий слой, и таким образом идет постепенное растворение кристалла. Иначе протекает диссоциация полярных молекул. Молекулы воды, притянувшиеся к концам полярной молекулы (диполь-дипольное взаимодействие), вызывают расхождение ее полюсов--поляризуют молекулу. Такая поляризация в сочетании с колебательным тепловым движением атомов в рассматриваемой молекуле, а также с непрерывным тепловым движением окружающих ее молекул воды приводит в конечном счете к распаду полярной молекулы на ионы. Как и в случае растворения ионного кристалла, эти ионы гидратируются. При этом ион водорода Н+ (т. е. протон) оказывается прочно связанным с молекулой воды в ион гидроксония Н3О+. Так, при растворении в воде хлороводорода происходит процесс, который схематически можно выразить уравнением:

Н2О + НС1 = Н3О+ + С1-

В результате этого процесса молекула НС1 расщепляется таким образом, что общая пара электронов остается у атома хлора, который превращается в ион С1-, а протон, внедряясь в электронную оболочку атома кислорода в молекуле воды, образует ион гидроксония НзО+.

Подобного же рода процессы происходят и при растворении в воде других кислот, например, азотной:

Н2О + HNO3 = Н3О+ + NO3-

Перешедшие в раствор ионы остаются связанными с молекулами воды и образуют гидраты ионов. Иначе говоря, в результате диссоциации образуются не свободные ионы, а соединения ионов с молекулами растворителя. В общем случае любого растворителя эти соединения называются сольватами ионов. Но в уравнениях диссоциации обычно пишут формулы ионов, а не их гидратов или сольватов, тем более что число молекул растворителя, связанных с ионами, изменяется в зависимости от концентрации раствора и других условий.

Полярность молекул при диссоциации

Диссоциации веществ как ионного, так и молекулярного строения способствует полярность молекул растворителя. Поэтому не только вода, но и другие жидкости, состоящие из полярных молекул (муравьиная кислота, этиловый спирт, аммиак и другие), также являются ионизирующими растворителями: соли, кислоты и основания, растворенные в этих жидкостях, диссоциируют на ионы.

Степень диссоциации

Сила электролитов. Если бы электролиты полностью диссоциировали на ионы, то осмотическое давление (и другие пропорциональные ему величина) всегда было бы в целое число раз больше значений, наблюдаемых в растворах не электролитов. Но еще Ван-Гофф установил, что коэффициент i выражается дробными числами, которые с разбавлением раствора возрастают, приближаясь к целым числам.

Аррениус объяснил этот факт тем, что лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы, и ввел понятие степени диссоциации. Степенью диссоциации электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе, на ионы, к общему числу его молекул в растворе.

Степень диссоциации принято обозначать греческой буквой и выражать либо в долях единицы, либо в процентах. Так, для 0,1 н. раствора СНзСООН = 0,013 (или 1,3%), а для 0,1 н. раствора HCN = 10-4 (или 0,01 %).

Разделение электролитов

Позже было установлено, что электролиты можно разделить на две группы: сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты в водных растворах диссоциированы практически нацело. Понятие степени диссоциации к ним по существу неприменимо, а отклонение изотонического коэффициента i от целочисленных значений объясняется другими причинами. Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично, и в растворе устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.

К сильным электролитам принадлежат почти все соли из важнейших кислот и оснований к ним относятся HNO3, H2SO4, НС14, HBr, HI, КОН, NaOH, Ва(ОН)2 и Са(ОН)2.

К слабым электролитам относится большинство органических кислот, а из важнейших неорганических соединений к ним принадлежат Н2СОз, H2S, HCN, H2SiО3 и NH4OH.

Константа диссоциации

К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия. Например, для диссоциации уксусной кислоты

СНзСО ОН Н+ + СН3СОО-

константа равновесия имеет вид:

[Н+] [СНзСОО-]

К= [СНзСООН]

Здесь в числителе дроби стоят концентрации ионов - продуктов диссоциации, а в знаменателе -- концентрация недиссоциированных молекул.

Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Величина К зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Она характеризует способность данной кислоты или данного основания распадаться на ионы: чем выше К, тем легче электролит диссоциирует.

Многоосновные кислоты, а также основания двух- и более валентных металлов диссоциируют ступенчато. В растворах этих веществ устанавливаются сложные равновесия, в которых участвуют ионы различного заряда. Например, диссоциация угольной кислоты происходит в две ступени:

Н2СО3 Н+ + НСО3-

НСО3- Н+ + СО32-

Сильные электролиты

В водных растворах сильные электролиты обычно полностью диссоциированы. Поэтому число ионов в них больше, чем в растворах слабых электролитов той же концентрации. И если в растворах слабых электролитов концентрация ионов мала, расстояния между ними велики и взаимодействие ионов друг с другом незначительно, то в не очень разбавленных растворах сильных электролитов среднее расстояние между ионами вследствие значительной концентрации сравнительно мало. Например, в насыщенном растворе хлорида натрия среднее расстояние между ионами всего только в 2 раза больше, чем в кристаллах NaCl. При этом силы межионного притяжения и отталкивания довольно велики. В таких растворах ионы не вполне свободны, движение их стеснено взаимным притяжением друг к другу. Благодаря этому притяжению каждый ион как бы окружен шарообразным роем противоположно заряженных ионов, получившим название «ионной атмосферы».

В отсутствие внешнего электрического поля ионная атмосфера симметрична и силы, действующие на центральный ион, взаимно уравновешиваются. Если же приложить к раствору постоянное электричесдое поле, то разноименно заряженные ионы будут перемещаться в противоположных направлениях. При этом каждый ион стремится двигаться в одну сторону, а окружающая его ионная атмосфера --в противоположную, вследствие чего направленное перемещение иона замедляется, а следовательно, уменьшается число ионов, проходящих через раствор в единицу времени, т. е. сила тока. Чем больше концентрация раствора, тем сильнее проявляется тормозящее действие ионной атмосферы на электрическую проводимость раствора.

Список используемой литературы

1. «Общая химия» Владимир Стародуб, 2007г.

2. «Теория электролитической диссоциации» Л. Коваленко,2004г.

3. «Общая химия» В.И. Сидоров, Е.Е. Платонова, Т.П. Никифорова, 2004г.