I.При попадании кристалла соли, например NaC1, в воду, расположенные на его поверхности ионы притягивают к себе полярные молекулы воды, возникает (ион- дипольное взаимодействие ).

Основы классической теории электролитической диссоциации

Электролитическая диссоциация – - это распад электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя.

Основные положения ТЭД сформулированы в 1887г. Сванте Аррениусом.

1. Электролиты при растворении в воде диссоциируют на положительные и отрицательные ионы. Ионы - это заряженные частицы. Наличие заряда существенно меняет их свойства. Например – хлор агрессивен, ядовитый газ, в то время как С1^- - анион хлора не ядовит. Натрий разлагает воду, в то время как Na⁺ - катион этой способностью не обладает.

2. Под действием электрического тока положительно заряженные ионы двигаются к катоду и называются катионами, а отрицательные - к аноду и называются анионы.

3. Диссоциация процесс обратимый

КА К⁺ + А^-

Структура растворяющегося вещества влияет на диссоциацию. Наиболее типичны 2 случая:

1) диссоциация растворяющихся солей, т.е. кристаллов с ионной структурой (для NаCl ионная кристаллическая решетка к.ч.=6).

2) диссоциация при растворении кислот, т.е. веществ, состоящих их полярных молекул.

I.При попадании кристалла соли, например NaC1, в воду, расположенные на его поверхности ионы притягивают к себе полярные молекулы воды, возникает (ион- дипольное взаимодействие).

К ионам Na⁺ молекулы воды притягиваются своими отрицательными полюсами, а к хлорид - ионам - положительными. Молекулы воды испытывают толчки со стороны других молекул.

 

 

Ионы отделяются от кристалла и переходят в раствор. Основным условием диссоциации является полярность растворителя (NaC1 в неполярном растворителе диссоциировать не будет, например в бензоле ( =о).

2. Несколько иначе протекает диссоциация полярных молекул. Молекулы воды, притянувшиеся к концам полярной молекулы за счет диполь- дипольного взаимодействия поляризуют молекулу, что приводит к распаду полярной молекулы на ионы.

 

Как и в случае кристалла эти ионы гидратируются, т.е. при растворении происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с растворителем - водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем диссоциации их на ионы. Эти ионы связаны с молекулами воды, т.е. гидратированы. Взаимодействие между частицами растворенного вещества и растворителя называется сольватацией, когда же растворителем является вода - гидратацией. Гидратация ионов (в общем случае сольватация) основная причина диссоциации.

NaCl + n H₂O Û Na⁺_{(H2O )x} + С1^- _{H2O (n-x)}

Обычно степень гидратации, т.е. количество молекул растворителя, окружающих каждый ион очень велико. Однако ион водорода Н+ образует гидрат постоянного состава, включающий одну молекулу воды Н⁺_(Н2О).

Изображают его формулой Н₃О⁺ и называют ионом - гидроксония. Новая ковалентная связь образуется по донорно-акцепторному механизму за счет свободной электронной пары кислорода и является насыщенной. Но т.к. вопрос о количестве молекул воды, окружающих протон водорода спорный, то лучше писать Н⁺(водн.), так и в случае других гидратированных ионов. Но для простоты(водн.) не пишут, по помнят.

молекула воды – донор → направление стрелки

протон – акцептор от донора к акцептору

Велика роль воды как растворителя. Такие процессы, как гидролиз, электролиз, процессы получения кислот, связывание и схватывание цемента и гипса, варка, выщелачивание, кристаллизация и очистка веществ не могут идти без воды. От достаточного поступления воды в организм человека и животного зависят циркуляция крови, переваривание пищи, удаление распадающихся клеток, регулирование температуры тела и кислотно-основного обмена. Наш организм может существовать без пищи несколько недель, но и одной недели человек не проживет без воды.

Количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень диссоциации a – это отношение числа молекул распавшихся на ионы (n) к общему числу растворенных молекул (N):

a =

По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах электролиты подразделяются на сильные, слабые и средней силы.

 

a >30% - сильные электролиты

3% < a <30% - средней силы

a < 3% - слабые для децинормального (0,1н) раствора

Сильные электролиты (a > 30%) – это почти все соли,

многие неорганические кислоты НNO₃, H₂SO₄, НMnO₄, НС1О₄, НС1О₃, НС1, НВr, HJ, основания щелочных и щелочно - земельных металлов LiOH и т.д.…(I A и II A групп):

Слабые (a < 3%) - Н₂S, HCN, H₂SiO₃, H₃BO₃, Н₂СО_3; гидроксиды d- элементов Сu(OH)₂, Cr(OH)₃), а также NH₄OH, Ве(ОН)₂, вода, НNO₂, немногие соли Fe(CNS)₃, HgCl₂, Hg(CN₂), CdI₂, СdCl₂, Pb(CH₃COO)₂, ZnCl₂, ZnI₂.