Электролитическая диссоциация

К соединениям, что отлично пропускают через себя ток, причисляют сильные кислоты, основания и соли, способные активно растворяться в H2O. Примеры веществ, водные соединения которых не в состоянии проводить электрический ток:

• глюкоза;
• фруктоза;
• спирт.

Причина электропроводности открыта в 1877 году шведским учёным С. Аррениусом. Он долго изучал свойства разнообразных соединений и наконец обнаружил, что в некоторых из них наличествуют ионы. Именно они проводят электрический ток. Частицы образуются, когда в воде растворяются определённые ингредиенты. Этот процесс называется электролитической диссоциацией.

С. Аррениус полагал, что частицы изначально находятся в растворах. Он не учитывал, что при взаимодействии электролита и воды происходит химическая реакция. Пытаясь объяснить процесс диссоциации, этот учёный опирался на физическую теорию растворов.

В отличие от него, русские физикохимики Вадимир Александрович Кистяковский и Иван Алексеевич Каблуков применили подход Д. И. Менделеева. Опираясь на химическую теорию, они сумели разработать доказательство того, что реакция является ступенчатой. Когда компонент растворяется в воде, сначала образуются гидраты. Следующая ступень — высвобождение ионов. Атомы водорода в молекуле воды расположены под углом 104,5°. При этом они как бы окутывают элемент, который впоследствии переходит в свободное состояние.

Обратимость реакции

Вещества, имеющие ионную кристаллическую решётку, диссоциируют активнее. Они уже состоят из мельчайших элементов, среди которых есть положительно и отрицательно заряженные. Молекула воды представляет собой диполь — 2 противоположно заряженных полюса. К ним притягиваются частицы вещества при растворении. Одновременно ослабевают связи в кристаллической решётке. Кристалл распадается и раствор насыщается элементами. Схематично процесс электролитической диссоциации можно представить так:

1. Молекулы воды ориентируются вокруг частиц противоположно заряженными концами.
2. Диполи взаимодействуют с ионами, расположенными в поверхностных слоях кристаллической решётки.
3. Кристалл электролита диссоциирует с образованием гидратированных элементов.

Диссоциация электролитов, состоящих из молекул с ковалентной связью, происходит аналогично. Диполи воды оказывают влияние на молекулы вещества. При этом ковалентная связь преобразуется в ионную. Механизм диссоциации выглядит так:

1. Диполи воды притягиваются к полюсам электролита.
2. Молекулы жидкого и твёрдого компонентов раствора вступают во взаимодействие.
3. Ковалентная полярная связь преобразуется в ионную — происходит ионизация.
4. Молекулы электролита распадаются на гидратированные ионы.

В естественных условиях частицы в растворе перемещаются хаотично. При этом некоторые из них сталкиваются и объединяются. Такой процесс называется ассоциацией. Отображая эти реакции в виде формулы или уравнения электролитической диссоциации, ставят знак обратимости. Он показывает, что противоположно направленные реакции происходят одновременно. Гидроокиси, обладающие подобным свойством, называют амфотерными.

Некоторые слабые электролиты диссоциируют обратимо и ступенчато. К таким относятся угольная и сероводородная кислоты, гидроксид магния. Гидратированные и негидратированные частицы имеют разные свойства. Например, подвергаясь гидратации, катион или анион меди приобретает голубой цвет. Будучи негидратированным — белый.

В гидратированном элементе количество молекул воды может быть как постоянным, так и изменчивым.

Определение степени

В водном растворе вещества одновременно присутствуют ионы и молекулы. Их количество различается. Для понимания, сколько частиц в растворе в текущий момент, в химии стали использовать специальный показатель — степень диссоциации. Его принято обозначать буквой «альфа» (a). Определение этого показателя выглядит так: с. д. — это отношение ионов к общему количеству частиц, растворившихся в жидкости. Степень д. выражается в процентах (%) или долях.

Когда a=100% или 1, это означает, что электролит целиком распался на ионы. Если a=0, реакция отсутствует. Степень диссоциации неодинакова у разных жидкостей. Она обусловлена тем, каким свойствами обладает электролит изначально. Также интенсивность распада обусловлена тем, сколько в растворе электролита и воды. Чем концентрированнее соединение, тем ниже показатель степени, и наоборот.

Типы электролитов

По способности диссоциировать на ионы жидкости с электролитическим компонентом делят на сильные и слабые. К первым относят те, что полностью вступают в реакцию. Их степень диссоциации равна единице или 100%. Список электролитов, относящихся к сильным:

• щёлочи;
• сильные кислоты (серная, соляная);
• растворимые соли (хлориды, ацетат калия).

У слабых электролитов показатель степени диссоциации почти всегда минимален или стремится к нулю. Такие вещества практически не распадаются на элементарные частицы. Категории соединений, отнесённых к слабым электролитам:

• вода;
• некоторые соли;
• водный раствор аммиака;
• слабые кислоты.

Динамическое равновесие

Слабые электролиты диссоциируют не полностью. Когда они находятся в растворе, процесс диссоциации происходит до определённого момента, потом прекращается. Устанавливается динамическое равновесие. Это явление можно выразить в виде уравнения. Способность вещества диссоциировать на мельчайшие частицы называют константой диссоциации или равновесия.

Чем активнее электролит образует ионы, тем он сильнее, а значит, константа выше. У слабых этот показатель будет ниже. Значения констант диссоциации для разных элементов, из которых состоит таблица Менделеева, приводятся в справочной литературе. Эти показатели применимы только к водным растворам. В неводных химические элементы ведут себя иначе.

Кроме воды, вещества могут растворяться в ацетоне, эфире, бензоле, спирте и многих других жидкостях.

Основные положения теории

Электролитической диссоциации посвящена научная теория, состоящая из 5 постулатов. Первый гласит, что электролиты, растворяясь в воде, распадаются на 2 категории ионов — положительно и отрицательно заряженные. Этот вид частиц представляет собой одну из форм, в которой может существовать химический элемент.

Свойства атомов и ионов различаются. Например, ионы натрия не образуют соединений с водой, а атомы этого же элемента вступают с ней в реакцию. Результатом взаимодействия становятся водород и щёлочь. Атомы и ионы хлора различаются по свойствам: первые токсичны, окрашены в жёлто-зелёный цвет и издают резкий запах, а вторые не пахнут, бесцветны и неядовиты.

Когда один или группа атомов присоединяют или отдают электроны, образуются ионы, несущие отрицательный или положительный заряд. По составу они подразделяются на простые и сложные. Находясь в растворе, эти частицы хаотично и непрерывно движутся.

Суть следующего положения теории заключается в том, что причиной диссоциации является взаимодействие молекул воды и электролита, сопровождающееся разрывом химической связи в последнем. В результате гидратации образуются ионы, связанные с молекулами H2O. По-другому эти частицы называют гидратированными. От негидратированных их отличает наличие водной оболочки.

Третье положение объясняет, как образуются катионы и анионы. Под воздействием электротока отрицательные ионы перемещаются к аноду. Он представляет собой положительный полюс. Эти ионы называют анионами.

Положительно заряженные частицы движутся к катоду — отрицательному полюсу источника электротока. Эти частицы называются катионами. Таким образом, ионы могут классифицироваться по знаку заряда. Растворы электролитов всегда электронейтральны, потому что суммы зарядов катионов и анионов равны.

Согласно четвёртому положению теории, электролитическая диссоциация, происходящая с участием слабых электролитов, является обратимым процессом. Одновременно с распадом вещества на ионы происходит соединение последних.

Согласно пятому положению, степень электролитической диссоциации отличается у разных элементов. Она зависит от природы вещества и его концентрации в растворе.

Ионный обмен

В процессе распада кристаллической решётки образуются ионы и молекулы. Состояние, в котором они пребывают, называют динамическим равновесием. Жидкость, содержащая растворившийся сильный электролит, имеет свойства, обусловленные ионами, а та, в которой присутствует слабый, — ещё и молекулами. Например, уксусная кислота обладает характерными вкусом и запахом. Первое свойство объясняется присутствием ионов, второе — содержанием молекул.

Есть ряд характеристик, общих для всех растворов, содержащих сильный электролитический компонент. Так, щёлочи мыльные на ощупь, при этом они способны изменять цвет индикаторов. Эти характеристики объясняются наличием гидроксид-ионов. Растворимые соли приобретают свои характеристики в связи с тем, что в растворенном виде они распадаются на анионы и катионы. Идентичные характеристики кислот обусловлены тем, что в их составе присутствуют ионы оксония H3O.

Некоторые реакции в электролитных растворах протекают с высокой скоростью. Это обусловлено тем, что в них участвуют ионы. Формулы, описывающие эти процессы, называют ионными. Так же именуют и реакции, при этом их классифицируют на обратимые, протекающие до конца, и необратимые. Во втором случае процесс одновременно протекает в прямом и обратном направлениях. Когда ионы вступают в необратимую реакцию, они соединяются и образуют следующие типы элементов и соединений:

• газообразные;
• малодиссоциирующие;
• нерастворимые.

Будет ли реакция обратимой, зависит от того, какие химические элементы есть среди исходных. Если это малорастворимые компоненты или слабые электролиты, диссоциация протекает одновременно с ассоциацией. Следовательно, наблюдается обратимое явление. Для него характерно смещение равновесия. Образуется слабый электролит, при этом остаются гидроксид-ионы и недиссоциированные молекулы.

Если исходные компоненты представляют собой сильные электролиты, диссоциация не происходит. При взаимодействии образуется смесь ионов, при этом реакция не протекает. Сильные электролиты не образуют газов, малодиссоциирующих или нерастворимых веществ. Сколько и какого вещества образуется в результате реакции, определяют с помощью уравнений. Например, при распаде 1 моль нитрата аммония возникает 2 моль анионов и катионов.