Diese Lektion ist dem Studium des Themas "Elektrolytische Dissoziation" gewidmet. Beim Studium dieses Themas werden Sie die Essenz einiger erstaunlicher Fakten verstehen: Warum Lösungen von Säuren, Salzen und Laugen Strom leiten; Warum ist der Siedepunkt einer Elektrolytlösung höher als der einer Nichtelektrolytlösung?

Thema: Chemische Bindung.

Lektion:Elektrolytische Dissoziation

Das Thema unseres Unterrichts ist Elektrolytische Dissoziation". Wir werden versuchen, einige erstaunliche Fakten zu erklären:

Warum leiten Lösungen von Säuren, Salzen und Laugen Strom?

Warum ist der Siedepunkt einer Elektrolytlösung immer höher als der Siedepunkt einer Nichtelektrolytlösung gleicher Konzentration?

Svante Arrhenius

1887 ein schwedischer Physiker Chemiker Svante Arrhenius, Er untersuchte die elektrische Leitfähigkeit wässriger Lösungen und schlug vor, dass sich Substanzen in solchen Lösungen in geladene Teilchen zersetzen – Ionen, die sich zu den Elektroden bewegen können – eine negativ geladene Kathode und eine positiv geladene Anode.

Das ist der Grund für den elektrischen Strom in Lösungen. Dieser Vorgang wird aufgerufen elektrolytische Dissoziation(wörtliche Übersetzung - Spaltung, Zersetzung unter Einfluss von Elektrizität). Dieser Name legt auch nahe, dass die Dissoziation unter Einwirkung eines elektrischen Stroms auftritt. Weitere Untersuchungen haben gezeigt, dass dies nicht der Fall ist: Ionen sind nurLadungsträger in Lösung und existieren darin, unabhängig davon, ob es hindurchgehtLösung aktuell oder nicht. Unter aktiver Beteiligung von Svante Arrhenius wurde die Theorie der elektrolytischen Dissoziation formuliert, die oft nach diesem Wissenschaftler benannt wird. Die Hauptidee dieser Theorie ist, dass sich Elektrolyte unter Einwirkung eines Lösungsmittels spontan in Ionen zersetzen. Und diese Ionen sind Ladungsträger und für die elektrische Leitfähigkeit der Lösung verantwortlich.

Elektrischer Strom ist die gerichtete Bewegung freier geladener Teilchen. Du weißt das schon Lösungen und Schmelzen von Salzen und Laugen sind elektrisch leitfähig, da sie nicht aus neutralen Molekülen bestehen, sondern aus geladenen Teilchen - Ionen. Beim Schmelzen oder Auflösen werden Ionen frei Träger elektrischer Ladung.

Der Vorgang des Zerfalls eines Stoffes in freie Ionen während seiner Auflösung oder seines Schmelzens wird als elektrolytische Dissoziation bezeichnet.

Reis. 1. Schema der Zersetzung in Natriumchlorid-Ionen

Das Wesen der elektrolytischen Dissoziation besteht darin, dass Ionen unter dem Einfluss eines Wassermoleküls frei werden. Abb.1. Der Prozess der Zersetzung des Elektrolyten in Ionen wird anhand einer chemischen Gleichung dargestellt. Schreiben wir die Dissoziationsgleichung für Natriumchlorid und Calciumbromid. Die Dissoziation von einem Mol Natriumchlorid erzeugt ein Mol Natriumkationen und ein Mol Chloridanionen. NaCl⇄ N / A + + Kl -

Die Dissoziation von einem Mol Calciumbromid erzeugt ein Mol Calciumkationen und zwei Mol Bromidanionen.

CaBr 2 ⇄ Ca 2+ + 2 Br -

Beachten Sie: Da die Formel eines elektrisch neutralen Teilchens auf der linken Seite der Gleichung steht, muss die Gesamtladung der Ionen gleich Null sein.

Fazit: bei der Dissoziation von Salzen entstehen Metallkationen und Anionen des Säurerestes.

Betrachten Sie den Prozess der elektrolytischen Dissoziation von Alkalien. Schreiben wir die Dissoziationsgleichung in eine Lösung aus Kaliumhydroxid und Bariumhydroxid.

Die Dissoziation von einem Mol Kaliumhydroxid erzeugt ein Mol Kaliumkationen und ein Mol Hydroxidanionen. KOH⇄ K + + Oh -

Die Dissoziation von einem Mol Bariumhydroxid erzeugt ein Mol Bariumkationen und zwei Mol Hydroxidanionen. Ba(Oh) 2 ⇄ Ba 2+ + 2 Oh -

Fazit: bei der elektrolytischen Spaltung von Alkalien entstehen Metallkationen und Hydroxidanionen.

Basen unlöslich in Wasser praktisch unterliegen nicht elektrolytisch Dissoziation, da sie in Wasser praktisch unlöslich sind und sich beim Erhitzen zersetzen, so dass sie nicht in einer Schmelze erhalten werden können.

Reis. 2. Die Struktur der Moleküle von Chlorwasserstoff und Wasser

Betrachten Sie den Prozess der elektrolytischen Dissoziation von Säuren. Säuremoleküle werden durch eine polare kovalente Bindung gebildet, was bedeutet, dass Säuren nicht aus Ionen, sondern aus Molekülen bestehen.

Es stellt sich die Frage - wie dissoziiert dann die Säure, d.h. wie bilden sich in Säuren freie geladene Teilchen? Es stellt sich heraus, dass Ionen in sauren Lösungen genau während der Auflösung gebildet werden.

Betrachten Sie den Prozess der elektrolytischen Dissoziation von Chlorwasserstoff in Wasser, aber dafür schreiben wir die Struktur der Moleküle von Chlorwasserstoff und Wasser auf. Abb.2.

Beide Moleküle werden durch eine kovalente polare Bindung gebildet. Die Elektronendichte im Chlorwasserstoffmolekül wird zum Chloratom und im Wassermolekül zum Sauerstoffatom verschoben. Ein Wassermolekül ist in der Lage, ein Wasserstoffkation von einem Chlorwasserstoffmolekül abzureißen, und es entsteht das Hydroniumkation H 3 O + .

Die Reaktionsgleichung für die elektrolytische Dissoziation berücksichtigt nicht immer die Bildung eines Hydroniumkations – es wird normalerweise gesagt, dass ein Wasserstoffkation gebildet wird.

Dann sieht die Gleichung für die Dissoziation von Chlorwasserstoff so aus:

HCl⇄ H + + Kl -

Bei der Dissoziation von einem Mol Chlorwasserstoff entstehen ein Mol Wasserstoffkation und ein Mol Chloridanionen.

Stufenweise Dissoziation von Schwefelsäure

Betrachten Sie den Prozess der elektrolytischen Dissoziation von Schwefelsäure. Schwefelsäure dissoziiert schrittweise in zwei Stufen.

ich-I Stadium der Dissoziation

In der ersten Stufe wird ein Wasserstoffkation abgespalten und ein Hydrosulfatanion gebildet.

II - I Stadium der Dissoziation

In der zweiten Stufe erfolgt eine weitere Dissoziation von Hydrosulfatanionen. HSO 4 - ⇄ H + + ALSO 4 2-

Dieses Stadium ist reversibel, dh die entstehenden Sulfationen können Wasserstoffkationen an sich binden und sich in Hydrosulfat - Anionen verwandeln. Dies wird durch das Reversibilitätszeichen angezeigt.

Es gibt Säuren, die schon im ersten Stadium nicht vollständig dissoziieren - solche Säuren sind schwach. Zum Beispiel Kohlensäure H 2 CO 3.

Jetzt können wir erklären, warum der Siedepunkt einer Elektrolytlösung höher ist als der Siedepunkt einer Nichtelektrolytlösung.

Beim Auflösen interagieren die Moleküle des gelösten Stoffes mit den Molekülen des Lösungsmittels, beispielsweise Wasser. Je mehr Teilchen eines gelösten Stoffes sich in einem Wasservolumen befinden, desto höher ist sein Siedepunkt. Stellen Sie sich nun vor, dass gleiche Mengen einer Elektrolytsubstanz und einer Nichtelektrolytsubstanz in gleichen Volumina Wasser gelöst sind. Der Elektrolyt im Wasser zerfällt in Ionen, was bedeutet, dass die Anzahl seiner Teilchen größer ist als im Fall der Auflösung des Nichtelektrolyten. Somit erklärt das Vorhandensein von freien Teilchen im Elektrolyten, warum der Siedepunkt der Elektrolytlösung höher sein wird als der Siedepunkt der Nichtelektrolytlösung.

Zusammenfassung der Lektion

In dieser Lektion haben Sie gelernt, dass Lösungen von Säuren, Salzen und Laugen elektrisch leitfähig sind, da bei ihrer Auflösung geladene Teilchen - Ionen - entstehen. Dieser Vorgang wird als elektrolytische Dissoziation bezeichnet. Bei der Dissoziation von Salzen entstehen Metallkationen und Anionen von Säureresten. Bei der Dissoziation von Alkalien entstehen Metallkationen und Hydroxidanionen. Bei der Dissoziation von Säuren entstehen Wasserstoffkationen und Anionen des Säurerestes.

1. Rudzitis G.E. Anorganische und organische Chemie. Klasse 9: Lehrbuch für Bildungseinrichtungen: Grundstufe / G. E. Rudzitis, F.G. Feldmann. M.: Aufklärung. 2009 119 S.: mit Abb.

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1. Nr. 1,2 6 (S.13) Rudzitis G.E. Anorganische und organische Chemie. Klasse 9: Lehrbuch für Bildungseinrichtungen: Grundstufe / G. E. Rudzitis, F.G. Feldmann. M.: Aufklärung. 2009 119 S.: mit Abb.

2. Was ist elektrolytische Dissoziation? Welche Stoffklassen sind Elektrolyte?

3. Stoffe mit welcher Bindungsart sind Elektrolyte?

Je nach Mechanismus des Stromdurchgangs durch die Leiter werden Leiter der ersten und zweiten Art unterschieden. Leiter der 1. Art mit elektronischer Leitfähigkeit umfassen Metalle, Oxide, Sulfide, Kohle. Leiter der 2. Art sind Substanzen, die unter bestimmten Bedingungen in Ionen zerfallen: Sie besitzen eine ionische Leitfähigkeit. Stoffe, deren Lösungen oder Schmelzen Strom leiten, nennt man Elektrolyte. Stoffe, deren Lösungen oder Schmelzen den elektrischen Strom nicht leiten, nennt man Nichtelektrolyte; Elektrolyte umfassen Säuren, Basen und fast alle Salze; Nichtelektrolyte umfassen die meisten organischen Verbindungen. In einer Lösung oder Schmelze zerfallen Elektrolyte in Ionen. Der Abbau von Elektrolyten in Ionen, wenn sie in Wasser gelöst sind, wird als elektrolytische Dissoziation bezeichnet. Die Dissoziation in Lösungen erfolgt unter Einwirkung polarer Lösungsmittelmoleküle. In Schmelzen erfolgt die Dissoziation durch Erhitzen der Substanz. Die Theorie der elektrolytischen Dissoziation wurde von dem berühmten schwedischen Chemiker S. Arrhenius (1887) entwickelt. Die Hauptbestimmungen der modernen Theorie der elektrolytischen Dissoziation: |T] Wenn Elektrolyte in Wasser gelöst werden, zerfallen (dissoziieren) sie in positive und negative Teilchen (Ionen), die sich in chaotischer Bewegung in Lösung befinden. 1 K°> "Für die zweite Stufe der Dissoziation HS"<± Н+ + S2" значение константы диссоциации KD равно: n2s К D Для полной диссоциации H9S 7=* 2Н+ + S2" н,s значение константы диссоциации KDr равно произведению констант диссоциации по первой и второй ступени: KH2S V^i® . V D Dl Da . При прочих равных условиях KDj >>...KD . »während die Ablösung eines Protons von einem neutralen Molekül immer leichter vonstatten geht als von negativ geladenen Ionen. Ein wichtiger Dissoziationsprozess ist die Dissoziation von Wasser: H20 t ± H + + OH Die Konstante für diesen Prozess bei 25 ° C ist: gleich der Gesamtzahl der Mole Wasser in 1 Liter, d. H. [H20] \u003d 1000 / 18 - 55,56 mol, dann [H +] [OH "] - \u003d 10 ~ 14. Daher ist das Produkt der Konzentration von H + - und OH-Ionen "bei einer bestimmten Temperatur konstant. Dieses Produkt wird als Ionenprodukt von Wasser bezeichnet (Kj ^ q). Da die Konzentration von hydratisierten Wasserstoffionen und Hydroxidionen in Wasser gleich ist, [H +] = [OH"] - = 10~7 mol/l. Eine Lösung mit gleicher Ionenkonzentration wird als neutral bezeichnet; eine Lösung, in der [H+] > [OH~] sauer ist; Lösung, in der [H+]< [ОН"] - щелочным (основным). На практике использование концентрации ионов водорода для характеристики кислотности среды неудобно. Обычно для этой цели применяют величину отрицательного десятичного логарифма концентрации водородных ионов, которую называют водородным показателем рН («пэ аш»): pH--lg. Тогда для нейтральной среды рН = -lglO"7 = 7, для кислых растворов рН < 7, для щелочных рН >7. Beispiel 1 Bestimmen Sie die Konzentration von Wasserstoffionen und Hydroxidionen in 5 10~4 M Salzsäurelösung. Gegeben: Cm (HC1) « 5 10 "4 M Finde: [H +]; [OH "] Lösung: Da HC1 ein starker Elektrolyt ist, ist [H +] gleich der molaren Konzentration der Säure, also CH + \u003d 5 10~4 mol/l, 10"14 10"14 = WT ~ 5 > 10-4 "2" 10 M0L/L-Antwort: [H+] = 5 10~4 mol/l; [OH "] \u003d 2 10 "p mol / l. Beispiel 2 Bestimmen Sie den pH-Wert einer 0,01 M KOH-Lösung. Gegeben: Finden: pH (p-ra) Lösung: KOH ist ein starker Elektrolyt, und daher ist [OH ~] gleich der Alkalikonzentration, d.h. [OH "] \u003d 10" 2 mol / l. 1 (G14 KG1 mol / l "pH - -lg \u003d -lglO" 12 \u003d 12. Antwort: pH \u003d 12.

Die grundlegende Säule der Chemie ist neben dem Periodensystem von D. I. Mendeleev, der Struktur organischer Verbindungen von A. M. Butlerov und anderen bedeutenden Entdeckungen die Theorie der elektrolytischen Dissoziation. 1887 wurde es von Svante Arrhenius entwickelt, um das spezifische Verhalten von Elektrolyten in Wasser, anderen polaren Flüssigkeiten und Schmelzen zu erklären. Er fand einen Kompromiss zwischen zwei kategorisch unterschiedlichen Lösungstheorien, die damals existierten - physikalisch und chemisch. Der erste argumentierte, dass der gelöste Stoff und das Lösungsmittel in keiner Weise miteinander wechselwirken und eine einfache mechanische Mischung bilden. Die zweite ist, dass zwischen ihnen eine chemische Bindung besteht. Es stellte sich heraus, dass Lösungen beide Eigenschaften innewohnen.

In den nachfolgenden Stadien der Entwicklung der Wissenschaft setzten viele Wissenschaftler ihre Forschung und Entwicklung auf diesem Gebiet fort, basierend auf den verfügbaren Informationen über die Struktur von Atomen und die Art der chemischen Bindungen zwischen ihnen. Insbesondere befasste sich I. A. Kablukov mit der Frage von Solvatationsprozessen, V. A. Kistyakovsky bestimmte die Abhängigkeit des Anstiegs einer Flüssigkeitssäule in einer Kapillare unter Siedetemperaturbedingungen vom Molekulargewicht.

Moderne Interpretation der Theorie

Vor dem Aufkommen dieser Entdeckung wurden viele Eigenschaften und Umstände der Spaltungsprozesse sowie die Lösungen selbst nicht untersucht. Elektrolytische Dissoziation ist der Prozess der Zersetzung einer Substanz in ihre konstituierenden Ionen in Wasser oder anderen polaren Flüssigkeiten, die Wechselwirkung von Verbindungspartikeln mit Lösungsmittelmolekülen, das Auftreten von Mobilität von Kationen und Anionen an den Knoten des Kristallgitters aufgrund des Schmelzens. Dadurch erhalten die gebildeten Substanzen eine neue Eigenschaft - elektrische Leitfähigkeit.

Ionen, die sich in einem freien Lösungs- oder Schmelzzustand befinden, interagieren miteinander. Gleich geladene stoßen sich ab, ungleich geladene ziehen an. Geladene Teilchen werden durch Lösungsmittelmoleküle solvatisiert – jedes ist eng umgeben von streng orientierten Dipolen gemäß den Kräften der Coulombschen Anziehungskraft, in einem besonderen Fall werden sie hydratisiert, wenn das Medium wässrig ist. Kationen haben aufgrund der spezifischen Anordnung von Partikeln um sie herum mit an den Rändern lokalisierten Ladungen immer größere Radien als Anionen.

Zusammensetzung, Klassifizierung und Namen geladener Teilchen im Lichte der elektrolytischen Dissoziation

Ein Ion ist ein Atom oder eine Gruppe von Atomen, die eine positive oder negative Ladung tragen. Sie zeichnen sich durch eine bedingte Unterteilung in einfache (K (+) , Ca (2+) , H (+) - bestehend aus einem chemischen Element), komplexe und komplexe (OH (-) , SO 4 (2-), HCO 3 (- ) - von mehreren). Wenn ein Kation oder Anion mit einem Lösungsmittelmolekül verbunden ist, wird es als solvatisiert bezeichnet, mit einem Dipol des H 2 O-Moleküls - hydratisiert.

Wenn die elektrolytische Dissoziation von Wasser auftritt, werden zwei geladene Teilchen H (+) und OH (-) gebildet. Ein Wasserstoffproton nimmt ein ungeteiltes Sauerstoff-Elektronenpaar von einem anderen Wassermolekül in ein leeres Orbital auf, wodurch ein Hydroniumion H 3 O (+) gebildet wird.

Die wichtigsten Bestimmungen der Entdeckung von Arrhenius

Alle Vertreter der Klassen anorganischer Verbindungen, mit Ausnahme der Oxide, zersetzen sich in Lösungen orientierter Dipole von Flüssigkeiten chemisch gesehen - sie dissoziieren mehr oder weniger in ihre konstituierenden Ionen. Dieser Prozess erfordert keinen elektrischen Strom, die elektrolytische Dissoziationsgleichung ist seine schematische Darstellung.

Wenn Ionen in eine Lösung oder Schmelze gelangen, können sie einem elektrischen Strom ausgesetzt werden und sich in Richtung der Kathode (negative Elektrode) und der Anode (positiv) bewegen. Letztere ziehen entgegengesetzt geladene Atomaggregate an. Von hier bekamen die Teilchen ihre Namen - Kationen und Anionen.

Parallel und gleichzeitig mit dem Zerfall der Substanz findet der umgekehrte Prozess statt - die Assoziation von Ionen zu den ursprünglichen Molekülen, daher findet keine hundertprozentige Auflösung der Substanz statt. Eine solche Gleichung für die Reaktion der elektrolytischen Dissoziation enthält ein Gleichheitszeichen zwischen ihrem rechten und linken Teil. Die elektrolytische Dissoziation gehorcht wie jede andere Reaktion den Gesetzen des chemischen Gleichgewichts, und das Massenwirkungsgesetz bildet da keine Ausnahme. Es besagt, dass die Geschwindigkeit des Zersetzungsprozesses in Ionen proportional zur Konzentration des Elektrolyten ist.

Klassifizierung von Stoffen während der Dissoziation

Die chemische Terminologie unterteilt Substanzen in unlöslich, schwerlöslich und löslich. Die letzten beiden sind schwache und starke Elektrolyte. Informationen zur Löslichkeit bestimmter Verbindungen sind in einer Löslichkeitstabelle zusammengefasst. Die Dissoziation starker Elektrolyte ist ein irreversibler Prozess, sie zerfallen vollständig in Ionen. Schwach - nur teilweise ist ihnen das Phänomen der Assoziation inhärent und damit das Gleichgewicht laufender Prozesse.

Es ist wichtig zu beachten, dass es keinen direkten Zusammenhang zwischen der Löslichkeit und der Stärke des Elektrolyten gibt. Im Starken kann es schwach ausgedrückt werden. Genau wie schwache Elektrolyte können sie sehr gut wasserlöslich sein.

Beispiele für Verbindungen, deren Lösungen elektrisch leiten

Die Klasse der "starken Elektrolyte" umfasst alle gut dissoziierenden Säuren, wie Salpeter-, Salz-, Brom-, Schwefel-, Perchlor- und andere. Alkalien sind in gleichem Maße Alkalihydroxide und einzelne Vertreter der Gruppe der "Erdalkalimetalle". Die elektrolytische Dissoziation von Salzen ist intensiv, mit Ausnahme bestimmter Cyanate und Thiocyanate sowie Quecksilber(II)-chlorid.

Die Klasse der "schwachen Elektrolyte" wird durch den Rest des Minerals und fast alle organischen Säuren repräsentiert: Kohlen-, Sulfid-, Bor-, Stickstoff-, Schwefel-, Kieselsäure, Essigsäure und andere. Sowie schwerlösliche und Kohlenwasserstoffbasen und amphotere Hydroxide (Hydroxide von Magnesium, Beryllium, Eisen, Zink in der Oxidationsstufe (2+)). Wassermoleküle wiederum sind sehr schwache Elektrolyte, zerfallen aber dennoch in Ionen.

Quantitative Beschreibung dissoziierender Prozesse

Der Grad der elektrolytischen Dissoziation charakterisiert eigentlich das Ausmaß des Spaltprozesses. Es kann berechnet werden - die Anzahl der in Ionen gespaltenen Teilchen muss durch die Gesamtzahl der Moleküle der gelösten Substanz im System geteilt werden. Dieser Wert wird mit dem Buchstaben „Alpha“ bezeichnet.

Es ist logisch, dass "α" für starke Elektrolyte gleich eins oder hundert Prozent ist, da die Anzahl der zerfallenen Teilchen gleich ihrer Gesamtzahl ist. Für die Schwachen - immer weniger als einer. Die vollständige Zersetzung der Ausgangsmoleküle in Ionen in einem wässrigen Medium findet nicht statt, und es findet der umgekehrte Prozess statt.

Die wichtigsten Faktoren, die die Vollständigkeit des Zerfalls beeinflussen

Der Grad der elektrolytischen Dissoziation wird durch eine Reihe unbestreitbarer Faktoren beeinflusst. Zunächst einmal ist die Art des Lösungsmittels und der darin zerfallenden Substanz wichtig. Beispielsweise haben alle starken Elektrolyte eine kovalente, hochpolare oder ionische Art von Bindung zwischen Bestandteilspartikeln. Flüssigkeiten werden durch Dipole repräsentiert, insbesondere Wasser, es kommt zu einer Ladungstrennung in den Molekülen, und aufgrund ihrer spezifischen Orientierung kommt es zu einer elektrolytischen Dissoziation des gelösten Stoffes.

Der Alpha-Wert wird umgekehrt von der Konzentration beeinflusst. Mit zunehmendem Wert nimmt der Dissoziationsgrad ab und umgekehrt. Der Prozess selbst ist vollständig endotherm, das heißt, es wird eine bestimmte Wärmemenge benötigt, um ihn zu initiieren. Der Einfluss des Temperaturfaktors wird wie folgt belegt: Je höher er ist, desto größer ist der Dissoziationsgrad.

Sekundäre Faktoren

Mehrbasige Säuren wie Phosphorsäure und Basen mit mehreren Hydroxylgruppen wie Fe(OH) 3 zerfallen schrittweise in Ionen. Die Abhängigkeit wird bestimmt - jede nachfolgende Stufe der Dissoziation ist durch einen Grad gekennzeichnet, der tausend- oder zehntausendmal geringer ist als der vorherige.

Der Zersetzungsgrad kann auch geändert werden, indem dem System andere Elektrolyte hinzugefügt werden, die die Konzentration eines der Ionen des gelösten Hauptbestandteils ändern. Dies hat eine Verschiebung des Gleichgewichts zur Seite zur Folge, die durch die Le Chatelier-Brown-Regel bestimmt wird - die Reaktion verläuft in der Richtung, in der die Neutralisierung des von außen auf das System ausgeübten Einflusses beobachtet wird.

Klassische Gleichgewichtsprozesskonstante

Um den Zersetzungsprozess eines schwachen Elektrolyten zu charakterisieren, wird neben seinem Grad die elektrolytische Dissoziationskonstante (Kd) verwendet, die durch das Verhältnis der Konzentrationen von Kationen und Anionen zum quantitativen Gehalt der Ausgangsmoleküle im System ausgedrückt wird . Tatsächlich ist es die übliche chemische Gleichgewichtskonstante für die reversible Reaktion der Aufspaltung eines gelösten Stoffes in Ionen.

Zum Beispiel wird für den Prozess der Zersetzung einer Verbindung in ihre konstituierenden Teilchen die Dissoziationskonstante (K d ) durch den Quotienten der konstanten Konzentrationen von Kationen und Anionen in der Zusammensetzung der Lösung, potenziert mit den entsprechenden Potenzen, bestimmt die Zahlen davor in der chemischen Gleichung und die Gesamtzahl der verbleibenden undissoziierten Formeleinheiten gelöster Substanz. Es besteht eine Abhängigkeit - je höher (K ​​​​d), desto größer ist die Anzahl der Kationen und Anionen im System.

Der Zusammenhang zwischen der Konzentration einer schwach zerfallenden Verbindung, dem Dissoziationsgrad und der Konstante wird nach dem Ostwald-Verdünnungsgesetz durch die Gleichung bestimmt: K d \u003d α 2 s.

Wasser als schwach dissoziierende Substanz

Dipolmoleküle zerfallen in äußerst geringem Maße in geladene Teilchen, da dies energetisch ungünstig ist. Dennoch findet eine Aufspaltung in Wasserstoffkationen und Hydroxylanionen statt. Unter Berücksichtigung von Hydratationsprozessen können wir von der Bildung eines Hydroniumions und OH (-) aus zwei Wassermolekülen sprechen.

Die konstante Dissoziation wird durch das Verhältnis des Produkts aus Wasserstoffprotonen und Hydroxidgruppen, das als Ionenprodukt von Wasser bezeichnet wird, zur Gleichgewichtskonzentration von nicht zerfallenen Molekülen in Lösung bestimmt.

Die elektrolytische Dissoziation von Wasser bestimmt das Vorhandensein von H (+) im System, die seine Acidität charakterisieren, und das Vorhandensein von OH (-) - Basizität. Wenn die Konzentrationen des Protons und der Hydroxylgruppe gleich sind, wird eine solche Umgebung als neutral bezeichnet. Es gibt einen sogenannten pH-Index - dies ist ein negativer Logarithmus des gesamten quantitativen Gehalts an H (+) in einer Lösung. Ein pH-Wert von weniger als 7 zeigt an, dass die Umgebung sauer ist, mehr - über ihre Alkalität. Dies ist ein sehr wichtiger Wert, da aufgrund seines experimentellen Wertes biologische, biochemische und chemische Reaktionen verschiedener Wassersysteme - Seen, Teiche, Flüsse und Meere - analysiert werden. Auch die Relevanz des Wasserstoffindikators für industrielle Prozesse ist unbestreitbar.

Aufzeichnung von Reaktionen und Notation

Die Gleichung der elektrolytischen Dissoziation mit chemischen Zeichen beschreibt die Zerfallsprozesse von Molekülen in die entsprechenden Teilchen und wird als ionisch bezeichnet. Es ist um ein Vielfaches einfacher als das molekulare Standardverfahren und hat eine allgemeinere Form.

Bei der Aufstellung einer solchen Gleichung ist zu berücksichtigen, dass Stoffe, die während der Reaktion ausfallen oder als Gasdampf aus dem Reaktionsgemisch entfernt werden, immer nur in molekularer Form geschrieben werden müssen, im Gegensatz zu Elektrolytverbindungen, deren starke Vertreter nur in der in Ionen aufgespaltenen Form sind in der Zusammensetzung enthalten. Die elektrolytische Dissoziation ist für sie ein irreversibler Prozess, da eine Assoziation aufgrund der Bildung nicht spaltbarer Substanzen oder Gase unmöglich ist. Für diese Art von Gleichung gelten die gleichen Regeln wie für andere chemische Reaktionen - die Summen der Koeffizienten des linken und rechten Teils müssen unbedingt gleich sein, um das Stoffgleichgewicht aufrechtzuerhalten.

Die elektrolytische Spaltung von Säuren und Basen kann mehrstufig ablaufen, wenn es sich um mehrbasige oder mehrsäuerige Stoffe handelt. Jede Teilreaktion hat ihre eigene Gleichung.

Rolle in der chemischen Wissenschaft und ihrer Entwicklung

Die Entstehung der Theorie von Svante Arrhenius war von größter Bedeutung für den allgemeinen Entstehungsprozess der physikalischen und insbesondere der elektrochemischen Wissenschaft. Auf der Grundlage der Entdeckung eines solchen Phänomens wie der elektrolytischen Dissoziation wurden Elektrodenprozesse, die Besonderheiten des Durchgangs von Strömen durch verschiedene Medien und die Theorie der Induktion von Kathoden-Anoden-Potentialen intensiv entwickelt. Außerdem hat sich die Lösungstheorie erheblich weiterentwickelt. Beispiellose Entdeckungen erwarteten die chemische Kinetik, das Gebiet der Korrosion von Metallen und Legierungen sowie die Suche nach neuen Schutzmitteln dagegen.

Es gibt so viele neue und unbekannte Dinge in der modernen Welt. Jeden Tag bewegen sich Wissenschaftler im Wissen einer so großartigen Disziplin wie der Chemie immer weiter. Die elektrolytische Dissoziation sowie ihre Schöpfer und Anhänger haben im Kontext der Entwicklung der Weltwissenschaft für immer einen Ehrenplatz eingenommen.

Stoffe, deren Lösungen (oder Schmelzen) Strom leiten, werden genannt e le c t r o l i t a m i Häufig werden auch die Lösungen dieser Substanzen selbst als Elektrolyte bezeichnet. Diese Lösungen (Schmelzen) von Elektrolyten sind Dirigenten der zweiten Art, da die Übertragung von Elektrizität in ihnen durch Bewegung erfolgt ich o n o v - geladene Partikel. Ein positiv geladenes Teilchen wird genannt Kation (Ca +2), ein negativ geladenes Teilchen - Anion (ER -). Ionen können einfach (Ca +2, H +) und komplex (RO 4 – 3, HCO 3 – 2) sein.

Der Begründer der Theorie der elektrolytischen Dissoziation ist der schwedische Wissenschaftler S. Arrhenius. Nach der Theorie elektrolytische Dissoziation wird der Zerfall von Molekülen in Ionen genannt, wenn sie in Wasser gelöst werden, und dies geschieht ohne Einfluss eines elektrischen Stroms. Diese Theorie beantwortete jedoch nicht die Fragen: Was verursacht das Auftreten von Ionen in Lösungen und warum positive Ionen, die mit negativen kollidieren, keine neutralen Teilchen bilden.

Russische Wissenschaftler haben ihren Beitrag zur Entwicklung dieser Theorie geleistet: D.I. Mendeleev, I. A. Kablukov - Befürworter der chemischen Lösungstheorie, die auf die Wirkung des Lösungsmittels im Dissoziationsprozess geachtet haben. Kablukov argumentierte, dass ein gelöster Stoff mit einem Lösungsmittel interagiert ( Solvatisierungsprozess ) Produkte unterschiedlicher Zusammensetzung bilden ( s o l v a t y ).

Das Solvat ist ein Ion, das von Lösungsmittelmolekülen (Solvathülle) umgeben ist, die unterschiedlich sein können (dadurch wird eine variable Zusammensetzung erreicht). Wenn das Lösungsmittel Wasser ist, wird der Prozess der Wechselwirkung zwischen den Molekülen des gelösten Stoffes und dem Lösungsmittel genannt g i d r a t a c i e y, und das Wechselwirkungsprodukt ist g ich d r a t o m.

Die Ursache der elektrolytischen Dissoziation ist also die Solvatation (Hydratation). Und es ist die Solvatation (Hydratation) von Ionen, die die umgekehrte Verbindung in neutrale Moleküle verhindert.

Quantitativ wird der Dissoziationsprozess durch den Wert charakterisiert Grade der elektrolytischen Dissoziation ( α ), Dies ist das Verhältnis der Menge an ionisierter Materie zur Gesamtmenge an gelöstem Stoff. Daraus folgt das für starke Elektrolyte α = 1 oder 100 % (gelöste Ionen sind in der Lösung vorhanden), bei schwachen Elektrolyten 0< α < 1 (в растворе присутствуют наряду с ионами растворенного вещества и его недиссоциированные молекулы), для неэлектролитов α = 0 (es sind keine Ionen in der Lösung). Neben der Art des gelösten Stoffes und des Lösungsmittels die Menge α hängt von der Lösungskonzentration und Temperatur ab.

Wenn das Lösungsmittel Wasser ist, gehören zu den starken Elektrolyten:

1) alle Salze;

2) die folgenden Säuren: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 , HNO 3 , HClO 4 ;

3) die folgenden Basen: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 .

Der Prozess der elektrolytischen Dissoziation ist reversibel und kann daher durch den Wert der Gleichgewichtskonstante charakterisiert werden, die im Fall eines schwachen Elektrolyten genannt wird Dissoziationskonstante (K D ) .

Je größer dieser Wert, desto leichter zerfällt der Elektrolyt in Ionen, desto mehr Ionen sind in Lösung. Zum Beispiel: HF = H + + F־

Dieser Wert ist bei gegebener Temperatur konstant und hängt von der Art des Elektrolyten, des Lösungsmittels ab.

Mehrbasige Säuren und mehrbasige Säuren dissoziieren schrittweise. Zum Beispiel entfernen Schwefelsäuremoleküle zuerst ein Wasserstoffkation:

H 2 SO 4 = H + + HSO 4 ־.

Abspaltung des zweiten Ions gemäß der Gleichung

HSO 4 ־ = H + + SO 4 ־ 2

viel schwieriger, da es die Anziehungskraft des zweifach geladenen Ions SO 4 ־ 2 überwinden muss, das das Wasserstoffion natürlich stärker an sich zieht als das einfach geladene Ion HSO 4 ־ . Daher tritt die zweite Stufe der Dissoziation in viel geringerem Ausmaß auf als die erste.

Auch Basen, die mehr als eine Hydroxylgruppe im Molekül enthalten, dissoziieren schrittweise. Zum Beispiel:

Ba(OH) 2 = BaOH + + OH – ;

BaOH + \u003d Ba 2+ + OH -.

Mittlere (normale) Salze dissoziieren immer in Metallionen und Säurereste:

CaCl 2 \u003d Ca 2+ + 2Cl -;

Na 2 SO 4 \u003d 2 Na + + SO 4 2-.

Saure Salze dissoziieren wie mehrbasige Säuren schrittweise. Zum Beispiel:

NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -;

HCO 3 - \u003d H + + CO 3 2-.

Allerdings ist der Dissoziationsgrad in der zweiten Stufe sehr gering, so dass die Säuresalzlösung nur wenige Wasserstoffionen enthält.

Basische Salze dissoziieren in Ionen von basischen und sauren Resten. Zum Beispiel:

Fe(OH)Cl 2 = FeOH 2+ + 2Cl –.

Die sekundäre Dissoziation von Ionen der Hauptreste in Metall- und Hydroxylionen tritt fast nicht auf.

Regeln zum Aufstellen von Gleichungen der elektrolytischen Dissoziation von Stoffen

Der Prozess der Zerstörung oder Zersetzung des Elektrolyten in Ionen wird als elektrolytische Dissoziation bezeichnet. Die Bestandteile zerfallener Moleküle oder Kristalle sind geladene Teilchen. Sie werden Ionen genannt.

Ionen sind negativ und positiv. Positive Ionen nennt man Kationen, negative Anionen.

Lösungen von Substanzen, deren Moleküle oder Kristalle in der Lage sind, sich in IONEN zu zersetzen (dissoziieren), können einen elektrischen Strom leiten. Deshalb werden sie Elektrolyte genannt. Oft wird der Prozess der elektrolytischen Dissoziation auch einfach als Dissoziation bezeichnet.

Der Prozess der Auflösung einer Substanz unterscheidet sich von der Dissoziation dadurch, dass bei der Auflösung die Partikel der Substanz gleichmäßig auf die Moleküle des Lösungsmittels (Wasser) im gesamten Volumen der Lösung verteilt werden und im Prozess der Dissoziation die Partikel von die Substanz (Kristalle oder Moleküle) zerfällt in ihre Bestandteile.

Daher dissoziiert die Substanz bei guter Löslichkeit nicht immer gut.

Es gibt Substanzen, Moleküle oder Kristalle, die gut in Ionen zerlegt werden. Sie werden starke Elektrolyte genannt.

Starke Elektrolyte:

Die Dissoziation starker Elektrolyte ist irreversibel

Es gibt Substanzen, deren Moleküle oder Kristalle nicht leicht in Ionen zerfallen. Sie werden schwache Elektrolyte genannt.

Schwache Elektrolyte:

Die Dissoziation schwacher Elektrolyte erfolgt reversibel, d.h. die beim Zerfall des Moleküls entstehenden Ionen bilden durch erneute Vereinigung das ursprüngliche Molekül. Die Reversibilität der Reaktion ist durch Mehrrichtungspfeile dargestellt: ↔ bei schwachen Elektrolyten überwiegt die Umkehrreaktion (Assoziation) gegenüber dem Zerfall von Molekülen in Ionen.

1. Dissoziation starker Elektrolyte

Bei der Dissoziation von Säuren zerfallen ihre Moleküle immer in positiv geladene Nichtonen von Wasserstoff H und negativ geladene Ionen von Säureresten.

Betrachten Sie die Gleichung für die Dissoziation einer Säure in einem starken Elektrolyten. (Videolektion)

Bei der Dissoziation von Basen zerfallen deren Moleküle stets in positiv geladene Metall-None und negativ geladene Hydroxid-Ionen (OH -).

2. Betrachten Sie die Dissoziationsgleichung einer Base - eines starken Elektrolyten (Videolektion)

3. Bei der Dissoziation von Salzen zerfallen deren Moleküle stets in positiv geladene Metallionen und negativ geladene Nichts von Säureresten.

Betrachten Sie die Gleichung für die Dissoziation eines Salzes, eines starken Elektrolyten. (Videolektion)

4. Aufstellen einer Salzdissoziationsgleichung, in der der Säurerest aus einem Element (Chlorid (C1), Sulfiden ( S ), unterscheidet sich von jenen Gleichungen, in denen Salzmoleküle zwei Elemente im Säurerest haben. (Videolektion)

5. Dissoziation schwacher Elektrolyte(Videolektion)

Die Dissoziation mehrbasiger Säuren schwacher Elektrolyte in Ionen erfolgt allmählich (stufenweise). In diesem Fall werden in jeder Dissoziationsstufe ein Wasserstoffion H und negativ geladene Ionen von Säureresten gebildet. Betrachten wir die Dissoziationsgleichung für einen säureschwachen Elektrolyten (H 2 CO 3)

6 Zweite Stufe der Dissoziation HCO 3 - ↔ H + + CO 3 -

Die Anzahl der Dissoziationsstufen einer Säure, eines schwachen Elektrolyten, ist gleich der Anzahl der Wasserstoffatome H in ihrem Molekül.

Die Dissoziation schwacher Elektrolyte von Polysäurebasen in Ionen erfolgt allmählich (stufenweise). In diesem Fall wird in jeder Phase der Dissoziation 1 Hydroxidion (OH-) gebildet (Videolektion).

Solche Basen enthalten üblicherweise mehrere OH-Gruppen. Betrachten wir die Dissoziationsgleichung für eine Base - einen schwachen Elektrolyten Magnesium (OH) 2

Erste Phase der Dissoziation

Mg(OH) 2 ↔ MgOH + + OH –

Die Anzahl der Dissoziationsstufen der Base - ein schwacher Elektrolyt - entspricht der Anzahl der OH-Gruppen in seinem Molekül. (Videolektion)

Die Dissoziationsgleichungen von Salzen schwacher Elektrolyte in Ionen werden in einer Stufe geschrieben. In diesem Fall werden positiv geladene Metall-IONen und negativ geladene Säurerest-IONen gebildet. Betrachten Sie die Gleichung für die Dissoziation von Salz - ein schwacher Elektrolyt Ca 3 (RO 4) 2

Ca 3 (RO 4) 2 ↔ 3Ca 2+ + 2RO 4 3- (Videolektion)

Reaktionen auf Experimente (Videolektion)

1. Ionenaustauschreaktionen mit Gasentwicklung

Na 2 CO 3 + 2 HCl \u003d CO 2 + H 2 O + 2 NaCl

2. Ionenaustauschreaktionen, die zur Bildung von hell gefärbten Salzen führen

FeCl 3 + 3KNCS \u003d Fe (NCS) 3 + 3KCl

BaCl 2 + K 2 CrO 4 = BaCrO 4 ↓ + 2KCl

NiSO 4 + 2NaOH \u003d Ni (OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

CuSO 4 + 2NaOH \u003d Cu (OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

3. Neutralisierungsreaktion

NaOH + HCl \u003d NaCl + H 2 O

4. Änderungen in der Dissoziation von Elektrolyten bei verschiedenen Temperaturen