Текст учебника. Урок 2. Электролитическая диссоциация (ЭД). Механизм диссоциации

Электролитическая диссоциация. Механизм диссоциации

Введение
Почему морская вода проводит электрический ток, а дистиллированная – нет? Почему растворы одних веществ проводят ток, а других – нет? Ответы на эти вопросы дает одна из важнейших теорий в химии – теория электролитической диссоциации.

1. Электролиты и неэлектролиты

Проведем мысленный эксперимент. Соберем простой прибор для проверки электропроводности с лампочкой-индикатором и опустим электроды в различные вещества.

• Лампочка не загорается:

  • Дистиллированная вода

  • Кристаллический хлорид натрия (поваренная соль)

  • Раствор сахарозы (сахара) в воде

  • Чистый этиловый спирт

• Лампочка загорается (или ярко, или тускло):

  • Раствор хлорида натрия в воде

  • Раствор гидроксида натрия (щелочь) в воде

  • Раствор соляной кислоты

  • Расплав хлорида натрия

На основе таких опытов все вещества делят на две группы:

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

  • К ним относятся: кислоты, щелочи и почти все соли.

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

  • К ним относятся: многие органические вещества (сахар, спирт, бензин), а также простые вещества (металлы, графит – проводят ток, но не являются электролитами, так как ток переносится электронами, а не ионами) и оксиды.

Вывод: Способность проводить ток связана с наличием в растворе или расплаве свободных заряженных частиц – ионов.

2. Теория электролитической диссоциации (С. Аррениус)

Основы теории были заложены шведским ученым Сванте Аррениусом в 1887 году. Главная идея теории заключается в следующем:

Электролитическая диссоциация (ЭД) – это процесс распада электролита на ионы при его растворении в воде или плавлении.

Основные положения теории электролитической диссоциации:

1. При растворении в воде (или плавлении) электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы.

2. Ионы находятся в состоянии хаотического движения в растворе.

3. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: катионы (положительные ионы) движутся к катоду (–), а анионы (отрицательные ионы) – к аноду (+).

• Катионы – это чаще всего ионы металлов (Na⁺, K⁺, Cu²⁺), а также ион аммония (NH₄⁺) и ион водорода (H⁺).

• Анионы – это чаще всего ионы кислотных остатков (Cl⁻, NO₃⁻, SO₄²⁻) и гидроксид-ион (OH⁻).

Ионы отличаются от атомов как по строению, так и по свойствам. Например, атом натрия (Na) – активный металл, бурно реагирующий с водой, а ион натрия (Na⁺) – стабилен и придает раствору соленый вкус.

3. Механизм диссоциации веществ с ионной и ковалентной полярной связью

Почему же электролиты распадаются на ионы? Ключевую роль в этом процессе играет вода – полярный растворитель.

Механизм диссоциации веществ с ионной связью (на примере NaCl)

1. В кристалле поваренной соли уже есть ионы Na⁺ и Cl⁻, связанные сильным электростатическим притяжением (ионная кристаллическая решетка).

2. При попадании в воду на ионы кристалла начинают действовать полярные молекулы воды. Отрицательно заряженные полюса (атомы кислорода) ориентируются к катионам Na⁺, а положительно заряженные полюса (атомы водорода) – к анионам Cl⁻.

3. Между ионами кристалла и молекулами воды возникают силы притяжения, превышающие силы притяжения между самими ионами в кристалле. Это приводит к гидратации (взаимодействию с водой) и отрыву ионов от кристалла.

4. Гидратированные ионы (записываются как Na⁺·nH₂O и Cl⁻·mH₂O) свободно движутся в растворе.

Уравнение диссоциации: NaCl → Na⁺ + Cl⁻

Механизм диссоциации веществ с ковалентной полярной связью (на примере HCl)

1. В молекуле хлороводорода связь ковалентная полярная. Общая электронная пара смещена к атому хлора.

2. Под действием сильного электрического поля полярных молекул воды эта связь еще больше поляризуется и может разорваться. Общая электронная пара полностью переходит к атому хлора.

3. Нейтральная молекула HCl превращается в два гидратированных иона: H⁺ и Cl⁻.

Уравнение диссоциации: HCl → H⁺ + Cl⁻

Таким образом, вода не просто растворитель, а активный участник процесса диссоциации.

4. Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты

Электролиты диссоциируют по-разному: одни почти полностью, другие – лишь в незначительной степени. Количественной мерой этого процесса является степень электролитической диссоциации.

Степень электролитической диссоциации (α) – это отношение числа молекул, распавшихся на ионы (Nдис.), к общему числу молекул растворенного вещества (Nобщ.).

Формула: α = Nдис. / Nобщ.

Степень диссоциации выражается в долях единицы или в процентах. Например, α = 0,85 или 85%.

В зависимости от степени диссоциации в водных растворах электролиты делят на три группы:

• Важно! Для сильных электролитов в уравнениях диссоциации ставят знак равенства (→ или =), так как процесс считается необратимым.

• Для слабых электролитов используют знак обратимости (⇄), так как наряду с диссоциацией протекает обратный процесс – ассоциация (объединение ионов). Например: CH₃COOH ⇄ CH₃COO⁻ + H⁺.

Ключевые термины: электролиты, неэлектролиты, электролитическая диссоциация, катионы, анионы, гидратация, степень электролитической диссоциации, сильные и слабые электролиты.

Вопросы и задания для самоконтроля:

1. Дайте определения электролитов и неэлектролитов. Приведите по три примера.

2. Сформулируйте основные положения теории электролитической диссоциации.

3. Опишите и объясните различие в механизме диссоциации хлорида натрия и хлороводорода. Какую роль играет вода в этих процессах?

4. Что такое степень диссоциации? Распределите вещества на сильные и слабые электролиты: KOH, H₂S, HNO₃, CuSO₄, CH₃COOH, H₂SiO₃.

5. Составьте уравнения диссоциации для: сульфата калия, нитрата бария, хлорида алюминия, серной кислоты.