Теоретична частина
Всі речовини за здатністю проводити електричний струм можна поділити на дві групи: провідники і діелектрики. Серед провідників є речовини, які проводять електричний струм за рахунок спрямованого руху електроновпроводнікі I роду. До таких речовин відносяться метали, які характеризуються електронною провідністю. Існують речовини здатні проводити електричний струм в розчиненому або розплавленому станах. Цю здатність обумовлюють іони, які утворюються при дисоціації даних речовин, при розчиненні в полярних розчинниках або при плавленні при підвищених температурах. Такі речовини, розчини або розплави яких містять рухливі іони, називаютелектролітамі. На відміну від металів електроліти відносяться до провідників II роду і характеризуються іонною провідністю. До електролітів належать кислоти, підстави і солі. Це речовини з іонним або ковалентним полярним типом зв'язку.
Неелектролітаміназиваются речовини, розчини або розплави яких не містять іонів, а, отже, не можуть проводити електричний струм. Це речовини з ковалентними неполярними або малополярни хімічними зв'язками.
· Деякі гази (азот, кисень)
· Деякі тверді речовини (сірка, кремній, мідь)
· Деякі органічні сполуки (сахароза, бензин, спирт).
Суха кристалічна сіль хлорид натрію електричний струм не проводить. Наявні в кристалічній решітці хлориду натрію іони натрію (Nа +) і (Сl -) сильно притягуються один до одного і не можуть вільно переміщатися. При розчиненні солі у воді іони, що утворюють даний електроліт, під дією полярних молекул води відриваються одна від одної і розподіляються між молекулами розчинника. Відбувається процес електролітичноїдисоціації.
Електролітична дисоціація - процес розпаду електроліту в розчині з утворенням позитивно заряджених іонів (катіонів) і негативно заряджених іонів (аніонів).
При розчиненні в воді або при плавленні неелектролітів, наприклад, цукру відбувається розпад його кристалів тільки на окремі електронейтральні молекули. При цьому іонів не утворюється і розчини або розплави неелектролітів електричний струм не проводять.
Для пояснення особливостей поведінки електролітів шведським вченим С. Арреніус в 1887 році була запропонована теорія, що отримала назву теорії електролітичноїдисоціації. Сутність даної теорії полягає в наступному:
1. Електроліти при розчиненні або в розплаві розпадаються, диссоциируют на іони - заряджені позитивно (катіони) і заряджені негативно (аніони). Властивості іонів зовсім інші, ніж у утворили їх атомів.
2. Під дією різниці потенціалів, між електродами, зануреними в розчин електроліту, іони набувають спрямований рух. позитивно заряджені іони (катіони) рухаються до негативно зарядженого електроду (катоду). негативно заряджені (аніони) - до позитивно зарядженого електроду (анода). Розчин електроліту проводить електричний струм.
3. Дисоціація в загальному випадку є процесом оборотним. Це означає, що паралельно з розпадом молекул на іони (дисоціація), йде зворотний процес з'єднання іонів в молекули (асоціація).
Щоб відзначити цю особливість процесів електролітичноїдисоціації в рівняннях знак рівності замінюють знаком оборотності (D). Наприклад, рівняння дисоціації молекул деякого електроліту (КtАn) на катіон Кt + і аніон Аn - записується у вигляді:
Якщо електроліт є сильним (див. Далі), то переважно протікає процес розпаду на іони, а зворотний процес асоціації виражений незначно. Зображуючи дисоціацію таких електролітів, замість знака оборотності ставлять одну стрілку, що вказує на напрямок переважного протікання процесу.
З точки зору теорії електролітичної дисоціації кислоти (по Арреніус) - складні речовини, диссоциирующие на катіони водню і аніони кислотного залишку:
HCl "H + + Cl -
Кислотні залишки (С1 -. NO3 - і ін.) Для різних кислот різні, але спільним для всіх кислот є утворення в розчинах іона водню (H +). Наявність в розчинах кислот іона водню, точніше, гідратованого іона водню - гидроксония (H + # 8729; H2 O або Н3 O +), обумовлює загальні властивості кислот: кислий смак, дія на індикатори, взаємодія з металами з виділенням водню і ін.
Підстави (по Арреніус) - складні речовини, диссоциирующие аніони гідроксилу і катіони металу (або замінюють його груп).
NаOH "Na + + OH -
Загальні властивості підстав (мильность на дотик, відповідне дію на індикатор, взаємодія з кислотами та ін.) Визначаються наявністю в розчинах підстав іонів гідроксилу (ОН -).
Солями називаються складні речовини, диссоциирующие на катіони металу і аніони кислотного залишку.
Для кількісної оцінки процесу електролітичноїдисоціації використовується поняття ступеня електролітичноїдисоціації.
Ступінь електролітичної діссоціацііa- це відношення числа молекул, що розпалися на іони (n), до загальної кількості молекул розчиненої речовини (No) в розчині:
Ступінь дисоціації виражається в частках одиниці або у відсотках.
Наприклад, якщо a = 30%, то це означає, що з кожних 100 молекул електроліту на іони розпадається 30 молекул (a = 0, 3).
Ступінь електролітичноїдисоціації залежить від:
· Природи розчиняється речовини,
Залежність дисоціації від природи електроліту визначається полярністю зв'язків між атомами в частці електроліту. Речовини з ковалентними неполярними або малополярни зв'язками або не дисоціюють, або дисоціюють незначно. Добре розпадаються на іони речовини з ковалентними сильно полярними або іонними зв'язками. Отже, в розчинах хлориду натрію (іонний зв'язок), хлороводню (ковалентний полярна зв'язок) і хлору (ковалентний неполярний зв'язок) розпадатися на іони будуть NаС1 і НС1, а Сl2 буде знаходитися в розчині у вигляді молекул.
Якщо ж в розчині виявляються молекули складних речовин з різним видом зв'язку, то розпад молекули на іони відбудеться в тому місці молекули, де атоми пов'язані іонної або ковалентного сильно полярної зв'язком.
Наприклад, молекула гідрокарбонату калію КНСО3 характеризується наявністю іонних (К-О) і ковалентних полярних (Н-О і С-О) зв'язків.
К - Про ОЕО (К) = 0,91
# 916; ОЕО (К-О) = 3,5-0,91 = 2,59 зв'язок іонна;
# 916; ОЕО (Н-О) = 3,5-2,1 = 1,4 зв'язок ковалентний сильнополярная;
# 916; ОЕО (С-О) = 3,5-2,5 = 1,0 зв'язок ковалентний слабополярная.
Найбільшу величину різниці відносних електроотріцательностей (# 916; О.Е..) Має зв'язок К-О і, тому, дисоціація зумовлена розривом цієї, найбільш полярної (фактично іонної) зв'язку:
Дисоціація цієї речовини можлива і по другому щаблі. Вона пов'язана з розривом досить сильно полярної зв'язку Н - О і протікає незначно:
II cтупень: НСО3 - D Н + + СО3 2-
Розрив малополярни зв'язку С - О не відбувається.
Важливу роль в процесі дисоціації грає розчинник. Чим більшою полярністю володіють молекули розчинника, тим краще дисоціює в ньому даний електроліт, і тим більше ступінь дисоціації останнього. Якщо уявити диссоциирующих речовина як систему з двох точкових зарядів, то сила взаємодії іонів (F), на які дисоціює дана речовина, визначається відповідно до закону Кулона:
Ця сила залежить не тільки від величини зарядів частинок (е1 і е2) і відстані між ними (r), а й від природи середовища, в якій взаємодіють частинки. Природа середовища характеризується значенням діелектричної проникності (e), яка показує, у скільки разів сила взаємодії між зарядами в даному середовищі менше, ніж у вакуумі.
Нижче наведені значення величин діелектричної проникності деяких розчинників при 25 ° С.
Аміак рідкий e = 25,4
Етиловий спирт e = 25,2
Розчин хлороводню в бензолі (e = 2,3) практично не дисоціює і не проводить електричний струм, в той час як в воді (e = 80) хлороводень дисоціює добре і розчин проводить електричний струм.
Підвищення температури, як правило, збільшує дисоціацію і при нагріванні ступінь дисоціації зростає.
При зменшенні концентрації електроліту, тобто при розведенні розчину, ступінь дисоціації збільшується. Тому, кажучи про ступінь дисоціації, слід вказувати концентрацію розчину.
Залежно від величини ступеня електролітичноїдисоціації розрізняють сильні і слабкі електроліти.
За величиною ступеня дисоціації в 0,1 н. розчинах все електроліти можна поділити:
a = 0 неелектролітів,
0 3% До сильних електролітів належать: · Майже всі розчинні солі (СuSО4. BaС12. KВr), · Такі неорганічні кислоти, як: HCl, HBr, HI, HClO4. H2 SO4. HNO3. HMnO4. HCrO4 і деякі інші; · Розчинні у воді підстави: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2. Sr (OH) 2 (крім гідроксиду амонію NH4 OH. Який є слабким електролітом!) До слабких електролітів належать: · Майже всі органічні кислоти, наприклад, стеаринова С17 Н35 ООН, оцтова СН3 СООН; · Комплексні катіони або аніони, які вдають із себе складні іони утворюються при дисоціації в розчині, так званих, комплексних сполук (солей, кислот і підстав), наприклад: [Al (OH) 4] -. [Cu (NH3) 4] 2- і ін. · До слабких електролітів відноситься також вода. Другий кількісною характеристикою процесу дисоціації є константа дисоціації (Кд). Константа дисоціації є константу рівноваги процесу дисоціації слабкого електроліту і, на відміну від ступеня дисоціації, не залежить від концентрації розчиненого речовини в розчині. Значення величин констант дисоціації для ряду електролітів наведені в додатку (таблиця 8). Наприклад, ціановодородная (синильна) кислота, є слабким електролітом. Як будь-яка кислота вона дисоціює з утворенням катіонів водню і аніонів кислотного залишку: Рівновага цього процесу характеризується відповідною константою дисоціації. Мала величина константи дисоціації дозволяє судити про незначне розпаді кислоти на іони і зміщення рівноваги процесу дисоціації вліво. Рівновага процесу дисоціації у водному розчині такого речовини, як гідроксид амонію, можна представити таким чином: Чим менше величина константи дисоціації електроліту, тим він слабкіше. Величини констант дисоціації для ряду слабких електролітів наведені в табл.8 додатка. Орієнтуючись на значення величини константи дисоціації можна робити висновок про силу електроліту.