Электролитическая диссоциация это в химии: Химия. Электролитическая диссоциация — что это?

Химия. Электролитическая диссоциация — что это?

Для успешного выполнения ряда заданий в ЕГЭ по химии надо хорошо представлять, что такое электролитическая диссоциация и для каких соединений она возможна. Повторим основные понятия из этой темы.

Электролиты – это вещества, чей раствор или расплав проводит электрический ток.

Экспериментально было установлено, что электролитами являются вещества следующих классов:

1) Сильные кислоты. К сильным кислотам относят ;

2) Растворимые основание (щелочи). Щелочами являются ;

3) Растворимые соли. Растворимость солей легко проверить по таблице растворимости.

Электропроводимость в растворе электролитов обеспечивается за счет движения заряженных частиц – ионов. Попав в воду, все электролиты, взаимодействуя с водой, распадаются на две заряженные частицы. Положительная называется

катионом, отрицательная – анионом. Сам процесс распада называют электролитической диссоциацией.

Чтобы понять, какие ионы образуются при распаде электролита, следует обратиться к таблице растворимости. Попробуем составить уравнения диссоциации некоторых веществ:

А.

Б. (диссоциация не идет, так как –слабая кислота!)

В.

Г.

Вещества, не относящиеся к электролитам, часто могут диссоциировать, но в незначительной степени. Такие вещества называют слабыми электролитами. Для качественной характеристики того, насколько хорошо распадается электролит на ионы, используют понятие «степень диссоциации». Степень диссоциации обозначают буквой , она рассчитывается по формуле:

Иногда переводят в проценты для удобства восприятия. Электролитом считают вещества со степенью диссоциации от 40% и выше. Про такие вещества говорят, что они сильные или хорошие электролиты. Про вещества со степенью диссоциации мене 40% говорят, что они

слабые электролиты. Вещества совсем неспособные распадаться называют неэлектролитами.

ХиМиК.ru — ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ — Химическая энциклопедия

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ, полный или частичный распад молекул растворенного в-ва на катионы и анионы. Электролитической диссоциацией называют также распад на катионы и анионы ионных кристаллов при растворении или расплавлении. Электролитическая диссоциация, как правило, происходит в полярных р-рителях. При электролитической диссоциации разрываются обычно лишь наиб. полярные связи молекул, напр. карбоновые к-ты RCOOH диссоциируют на и Н⁺. Электролитической диссоциацией_{могут подвергаться молекулы нек-рых р-рителей, напр. воды.
Осн. причинами электролитической диссоциации являются, с одной стороны, взаимод. растворенного в-ва с р-рителем, к-рое приводит к сольватации ионов, а с другой стороны — значит. ослабление электро-статич. взаимод. между сольватир. ионами в среде, обусловленное ее электростатич. полем (диэлектрич. проницаемостью р-рителя). При этом работа, необходимая для разрушения молекул (кристаллич. решетки), обеспечивается за счет энергии сольватации.}

Электролитическая диссоциация лежит в основе деления р-ров на два класса — растворы неэлектролитов и растворы электролитов. Наблюдаемое различие в коллигативных св-вах разбавленных р-ров электролитов и неэлектролитов объясняется тем, что из-за электролитической диссоциации увеличивается общее число частиц в р-ре. Это, в частности, приводит к увеличению осмотич. давления р-ра сравнительно с р-рами неэлектролитов, понижению давления пара р-рителя над р-ром, увеличению изменения т-ры кипения и замерзания р-ра относительно чистого р-рителя. Электролитическая диссоциация объясняется также ионная электропроводность электролитов.
Мерой электролитической диссоциации является степень диссоциации- отношение кол-ва диссоциированных на ионы молекул электролита к их исходному кол-ву в р-ре. Согласно этому определению, изменяется от 0 (отсутствие диссоциации) до 1 (полная диссоциация) и зависит от природы растворенного в-ва и р-рителя, а также от концентрации р-ра и т-ры. Как правило, с увеличением диэлектрич. проницаемости р-рителя его увеличивается, хотя заметная диссоциация наблюдается в нек-рых р-рителях с низкой

Растворы. Растворы электролитов 10 класс онлайн-подготовка на Ростелеком Лицей

Электролиты — растворы, содержащие большую концентрацию ионов, обеспечивающих прохождение электрического тока. Как правило, это водные растворы солей, кислот и щелочей. Вещества, растворы которых не проводят электрический ток, называют неэлектролитами. Теория электролитической диссоциации.

1 . При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на положительные ионы (катионы) и отрицательные ионы (анионы).

2 . Причиной диссоциации электролита в водном растворе является его гидратация, т. е. взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нём.

3 . В процессе распада кристаллической решётки образуются гидратированные ионы (окруженные молекулами воды) 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. 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.

В растворах сильных электролитов много ионов или почти нет (а иногда и совсем нет) молекул. Эти вещества построены по ионному типу или содержат сильнополярные ковалентные связи.

Процесс электролитической диссоциации характеризуется величиной степени диссоциации молекул вещества.

Степень диссоциации — это отношение числа продиссоциировавших (распавшихся) молекул к общему числу молекул электролита.

α = N продисс / N исх где:

N продисс — это число продиссоциировавших молекул, N исх — это исходное число молекул. Электролитическая диссоциация — процесс, обратимый для слабых электролитов. Наряду с процессом диссоциации (распад электролита на ионы) протекает и обратный процесс — ассоциация (соединение ионов).

HNO2 ↔ H+ + NO –2

Диссоциация слабых электролитов: многоосновных кислот и многокислотных оснований происходит ступенчато и обратимо. Реакции, протекающие между ионами, называют ионными реакциями, а уравнения этих реакций — ионными уравнениями.

Урок 5. сущность процесса электролитической диссоциации.диссоциация кислот, оснований и солей.слабые и сильные электролиты. степень диссоциации — Химия — 9 класс

Конспект
Одним из свойств веществ является электрическая проводимость. Хорошими проводниками электрического тока являются металлы. Но не только металлы могут проводить электрический ток. Одним из источников электрического тока в автомобилях являются аккумуляторы, в которых используются растворы электролитов, например, серную кислоту. Значит, раствор серной кислоты может проводить электрический ток. А растворы ещё каких веществ электропроводны? Дистилированная вода не проводит электрический ток, но если добавить к ней поваренную соль — хлорид натрия, то мы увидим, что лампочка прибора для определения электропроводности растворов загорится.Электропроводны растворы кислот, солей, оснований, а вот растворы сахара, этилового спирта электрический ток не проводят.

А будет ли проводить электрический ток твёрдая поваренная соль? Нет, не будет.Одним из условий возникновения электрического тока является наличие в веществе свободных заряженных частиц. В кристалле хлорида натрия такие частицы есть, но они не способны к направленному движению.Что же происходит при растворении электролита в воде? Под действием диполей воды электролит распадается на ионы, которые освобождаются и обеспечивают электрическую проводимость раствору.Вещества, которые при растворении в воде или расплавлении проводят электрический ток за счёт образующихся в них ионов, называются электролитами. А процесс распада электролита на ионы при растворении его в воде или расплавлении — электролитической диссоциацией.
Кислоты, соли и основания, которые не растворяются в воде, диссоциируют незначительно, поэтому из растворы электрический ток не проводят.Водные растворы кислот, солей и оснований проводят электрический ток из-за протекающего процесса электролитической диссоциации. Понятия кислота, соль, основание мы можем рассмотреть с позиции электролитической диссоциации.
Кислоты являются электролитами. Давайте понаблюдаем, что будет происходить, при пропускании электрического тока через растворы уксусной и соляной кислоты одинакового объёма и концентрации. Почему в случае опыта с соляной кислотой лампочка прибора горит ярко, а в случае с уксусной кислотой слабо светится? Ответ заключается в том, что соляная кислота практически полностью диссоциирует, то есть большинство молекул распадается на ионы. А в случае с уксусной кислотой это происходит частично.
В зависимости от того, в какой степени электролит распадается на ионы, различают сильные и слабые электролиты. Слабые электролиты плохо распадаются на ионы и в водных растворах существуют в связанном виде. Посмотрим, что происходит при сливании растворов сильных электролитов нитрата бария и серной кислоты. Мы видим, что в результате реакции выпал осадок. Нитрат бария и серная кислота — сильные электролиты, в водном растворе существуют в виде ионов. Полное ионное уравнение показывает, какие частицы присутствуют в растворе электролитов и как они взаимодействуют друг с другом.Но не все частицы изменяются в процессе реаации. Нитрат-ион и ион водорода остались неизменными в ходе реакции.В чём же суть данной реакции? Во взаимодействии ионов, которые образовали слабый электролит, который выпал в осадок.
Суть химической реации в растворе электролитов можно отобразить при помощи сокращённого ионного уравнения.

Растворы. Электролитическая диссоциация. Понятия, растворимость, электролитическая диссоциация, теория электролитическoй диссоциации, степень диссоциации, диссоциация кислот, оснований и солей, нейтральная, щелочная и кислая среда

	Адрес этой страницы (вложенность) в справочнике dpva.ru:  главная страница  / / Техническая информация / / Химический справочник / / Химия для самых маленьких. Шпаргалки. Детский сад, Школа.  / / Растворы. Электролитическая диссоциация. Понятия, растворимость, электролитическая диссоциация, теория электролитическoй диссоциации, степень диссоциации, диссоциация кислот, оснований и солей, нейтральная, щелочная и кислая среда Поделиться:    Растворы. Электролитическая диссоциация. Понятия, растворимость, электролитическая диссоциация, теория электролитической диссоциации, степень диссоциации, диссоциация кислот, оснований и солей, нейтральная, щелочная и кислая среда. Поиск в инженерном справочнике DPVA. Введите свой запрос: Поиск в инженерном справочнике DPVA. Введите свой запрос:
Если Вы не обнаружили себя в списке поставщиков, заметили ошибку, или у Вас есть дополнительные численные данные для коллег по теме, сообщите , пожалуйста. Вложите в письмо ссылку на страницу с ошибкой, пожалуйста.
Коды баннеров проекта DPVA.ru Начинка: KJR Publisiers Консультации и техническая поддержка сайта: Zavarka Team	Проект является некоммерческим. Информация, представленная на сайте, не является официальной и предоставлена только в целях ознакомления. Владельцы сайта www.dpva.ru не несут никакой ответственности за риски, связанные с использованием информации, полученной с этого интернет-ресурса. Free xml sitemap generator

Электролитическая диссоциация

 

 

Электролитическая диссоциация — это процесс распада вещества на ионы при его растворении или расплавлении.
Электролиты — вещества, распадающиеся на ионы в растворе или в расплаве. Положительные ионы называют катионами, отрицательные — анионами. При растворении веществ с ионной кристаллической решеткой в воде происходят разрыв ионных связей и гидратация образующихся ионов, например:

KCl → K⁺ + Cl^–

В этом случае процесс диссоциации практически необратим. При растворении веществ с ковалентной полярной связью также могут происходить разрыв этой связи и гидратация образующихся ионов, например:

HCl ↔ H⁺ + Cl^–

В этих случаях процесс диссоциации, как правило, обратим.

Количественной мерой электролитической диссоциации является степень диссоциации — отношение числа продиссоциировавших молекул к общему числу молекул вещества:
В зависимости от степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые.

К сильным электролитам относят те, для которых степень диссоциации в растворе с концентрацией 0.1 моль/л больше 0.3 (30%). Это практически все соли, сильные кислоты (НС1, Н₂SО₄, НNО₃, НСlO₄ и т.д.), гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов.
К слабым электролитам относят те, для которых степень диссоциации в растворе с концентрацией 0.1 моль/л меньше 0.03 (3%). К ним относятся слабые кислоты (Н₂СО₃, Н₂S, НNО₂, НСlO, Н₂SО₃ и т. д., большинство органических кислот) и слабые основания (Аl(ОН)₃, Zn(ОН)₂ и т. д.). К слабым электролитам относится также вода.
Вещества, для которых степень диссоциации в растворе с концентрацией 0.1 моль/л составляет от 0.03 до 0,3 (3 — 30%), относят к электролитам средней силы. Например, Н₃РО₄, Н₂SО₃, НF, ССl₃СООН и т.д.
Степень диссоциации зависит от концентрации вещества (она увеличивается при разбавлении раствора) и от температуры (при повышении температуры она также увеличивается).
Некоторые электролиты диссоциируют ступенчато (это многоосновные кислоты и многокислотные основания, а также кислые и основные соли), например: 

Степень диссоциации по каждой последующей ступени на несколько порядков меньше по сравнению с предыдущей:

а₁ >> a₂ >> A₃

Степень диссоциации как сильных, так и слабых электролитов зависит от концентрации раствора (степень диссоциации тем выше, чем более разбавлен раствор).

 

Электролитическая диссоциация, подготовка к ЕГЭ по химии

Электролитической диссоциацией называют процесс, в ходе которого молекулы растворенного вещества распадаются на ионы в результате взаимодействия с растворителем (воды). Диссоциация является обратимым процессом.

Диссоциация обуславливает ионную проводимость растворов электролитов. Чем больше молекул вещества распадается на ионы, тем лучше оно проводит электрический ток и является более сильным электролитом.

В общем виде процесс электролитической диссоциации можно представить так:

KA ⇄ K⁺ (катион) + A^— (анион)

NaCl ⇄ Na⁺ + Cl^—

Замечу, что сила кислоты определяется способностью отщеплять протон. Чем легче кислота его отщепляет, тем она сильнее.

У HF крайне затруднен процесс диссоциации из-за образования водородных связей между F (самым электроотрицательным элементом) одной молекулы и H другой молекулы.

Ступени диссоциации

Некоторые вещества диссоциируют на ионы не в одну стадию (как NaCl), а ступенчато. Это характерно для многоосновных кислот: H₂SO₄, H₃PO₄.

Посмотрите на ступенчатую диссоциацию ортофосфорной кислоты:

Важно заметить, что концентрация ионов на разных ступенях разная. На первых ступенях ионов всегда много, а до последних доходят не все молекулы. Поэтому в растворе ортофосфорной кислоты концентрация дигидрофосфат-анионов будет больше, чем фосфат-анионов.

Для серной кислоты диссоциация будет выглядеть так:

Для средних солей диссоциация чаще всего происходит в одну ступень:

Na₃PO₄ ⇄ 3Na⁺ + PO₄^3-

Из одной молекулы ортофосфата натрия образовалось 4 иона.

K₂SO₄ ⇄ 2K⁺ + SO₄^2-

Из одной молекулы сульфата калия образовалось 3 иона.

Электролиты и неэлектролиты

Химические вещества отличаются друг от друга по способности проводить электрический ток. Исходя из этой способности, вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.

Электролиты — жидкие или твердые вещества, в которых присутствуют ионы, способные перемещаться и проводить электрический ток. Связи в их молекулах обычно ионные или ковалентные сильнополярные.

К ним относятся соли, сильные кислоты и щелочи (растворимые основания).

Степень диссоциации сильных электролитов составляет от 0,3 до 1, что означает 30-100% распад молекул, попавших в раствор, на ионы.

Неэлектролиты — вещества недиссоциирующие в растворах на ионы. В молекулах эти веществ связи ковалентные неполярные или слабополярные.

К неэлектролитам относятся многие органические вещества, слабые кислоты, нерастворимые в воде основания и гидроксид аммония.

Степень их диссоциации до 0 до 0.3, то есть в растворе неэлектролита на ионы распадается до 30% молекул. Они плохо или вообще не проводят электрический ток.

Молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения

Молекулярное уравнение представляет собой запись реакции с использованием молекул. Это те уравнения, к которым мы привыкли и которыми наиболее часто пользуемся. Примеры молекулярных уравнений:

Полные ионные уравнения записываются путем разложения молекул на ионы. Запомните, что нельзя раскладывать на ионы:

• Слабые электролиты (в их числе вода)
• Осадки
• Газы

Сокращенное ионное уравнение записывается путем сокращения одинаковых ионов из левой и правой части. Просто, как в математике — остается только то, что сократить нельзя.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

типов водных растворов | Безграничная химия

Растворы электролитов и неэлектролитов

В отличие от неэлектролитов, электролиты содержат растворенные ионы, которые позволяют им легко проводить электричество.

Цели обучения

Узнавать свойства раствора электролита.

Основные выводы

Ключевые моменты

• Электролиты — это соли или молекулы, которые полностью ионизируются в растворе. В результате растворы электролитов легко проводят электричество.
• В растворе неэлектролиты не диссоциируют на ионы; поэтому растворы неэлектролитов не проводят электричество.

Ключевые термины

• неэлектролит : Вещество, не диссоциирующее на ионы в растворе.
• раствор : гомогенная смесь, которая может быть жидкостью, газом или твердым телом, образованная растворением одного или нескольких веществ.
• растворенное вещество : любое вещество, растворенное в жидком растворителе для создания раствора.
• электролит : Вещество, которое в растворе диссоциирует на ионы.
• соль : ионное соединение, состоящее из катионов и анионов, которые удерживаются вместе за счет электростатического притяжения.

Растворы электролитов

Электролит — это любая соль или ионизируемая молекула, которая при растворении в растворе придает этому раствору способность проводить электричество. Это потому, что когда соль растворяется, ее диссоциированные ионы могут свободно перемещаться в растворе, позволяя заряду течь.

Растворы электролитов обычно образуются, когда соль помещается в растворитель, такой как вода. Например, когда поваренная соль NaCl помещается в воду, соль (твердое вещество) растворяется на составляющие ионы в соответствии с реакцией диссоциации:

NaCl ( с ) → Na ⁺ ( водн. ) + Cl ^— ( водн. )

Вещества также могут реагировать с водой с образованием ионов в растворе. Например, углекислый газ, CO2, растворяется в воде с образованием раствора, содержащего ионы водорода, карбонат и ионы гидрокарбоната:

2 CO ₂ ( г ) + 2 H ₂ O ( л ) → 3 H ⁺ ( водн. ) + CO ₃ ^2- ( водн. ) + HCO ₃ ^— ( водн. )

Полученный раствор будет проводить электричество, потому что он содержит ионы.Однако важно помнить, что CO ₂ — это , а не электролит, потому что CO ₂ сам по себе не диссоциирует на ионы. Только соединения, которые в растворе диссоциируют на составляющие ионы, считаются электролитами.

Сильный и слабый электролиты

Как упоминалось выше, когда ионизируемое растворенное вещество диссоциирует, полученный раствор может проводить электричество. Поэтому соединения, которые легко образуют ионы в растворе, известны как сильные электролиты .(По этой причине все сильные кислоты и сильные основания являются сильными электролитами.)

Напротив, если соединение диссоциирует в небольшой степени, раствор будет слабым проводником электричества; соединение, которое только слабо диссоциирует, поэтому известно как слабый электролит.

Сильный электролит полностью распадается на составляющие ионы в растворе; С другой стороны, слабый электролит останется в растворе в основном недиссоциированным. Примером слабого электролита является уксусная кислота, которая также является слабой кислотой.

Gatorade как раствор электролита : Спортивный напиток Gatorade рекламирует, что он содержит электролиты, поскольку он содержит ионы натрия, калия, магния и других веществ. Когда люди потеют, мы теряем ионы, необходимые для жизненно важных функций организма; чтобы восполнить их, нам нужно потреблять больше ионов, часто в виде раствора электролита. В организме человека электролиты имеют множество применений, в том числе помогают нейронам проводить электрические импульсы.

Растворы безэлектролитов

Неэлектролиты — это соединения, которые совсем не ионизируются в растворе.В результате растворы, содержащие неэлектролиты, не будут проводить электричество. Обычно неэлектролиты в основном удерживаются вместе ковалентными, а не ионными связями. Типичным примером неэлектролита является глюкоза, или C ₆ H ₁₂ O ₆ . Глюкоза (сахар) легко растворяется в воде, но, поскольку она не диссоциирует на ионы в растворе, считается неэлектролитом; поэтому растворы, содержащие глюкозу, не проводят электричество.

Свойства растворителя воды

Полярность воды делает ее отличным растворителем для других полярных молекул и ионов.

Цели обучения

Объясните, почему некоторые молекулы не растворяются в воде.

Основные выводы

Ключевые моменты

• Вода диссоциирует соли, разделяя катионы и анионы и создавая новые взаимодействия между водой и ионами.
• Вода растворяет многие биомолекулы, поскольку они полярны и, следовательно, гидрофильны.

Ключевые термины

• диссоциация : процесс, при котором соединение или сложное тело распадается на более простые составляющие, такие как атомы или ионы, обычно обратимо.
• гидратная оболочка : термин, используемый для сольватационной оболочки (структуры, состоящей из химического вещества, которое действует как растворитель и окружает растворенные вещества) с водным растворителем; также называется сферой гидратации.

Свойства растворителя воды

Вода, которая не только растворяет многие соединения, но и растворяет больше веществ, чем любая другая жидкость, считается универсальным растворителем. Полярная молекула с частично положительными и отрицательными зарядами, она легко растворяет ионы и полярные молекулы.Поэтому воду называют растворителем: веществом, способным растворять другие полярные молекулы и ионные соединения. Заряды, связанные с этими молекулами, образуют водородные связи с водой, окружая частицу молекулами воды. Это называется сферой гидратации или гидратной оболочкой, и она служит для разделения или диспергирования частиц в воде.

Когда ионные соединения добавляются к воде, отдельные ионы взаимодействуют с полярными областями молекул воды в процессе диссоциации, разрывая их ионные связи.Диссоциация происходит, когда атомы или группы атомов отрываются от молекул и образуют ионы. Рассмотрим поваренную соль (NaCl или хлорид натрия): когда кристаллы NaCl добавляются в воду, молекулы NaCl диссоциируют на ионы Na ⁺ и Cl ^—, и вокруг ионов образуются сферы гидратации. Положительно заряженный ион натрия окружен частично отрицательным зарядом кислорода молекулы воды; отрицательно заряженный хлорид-ион окружен частично положительным зарядом водорода в молекуле воды.

Диссоциация NaCl в воде : Когда поваренная соль (NaCl) смешивается с водой, вокруг ионов образуются сферы гидратации.

Поскольку многие биомолекулы полярны или заряжены, вода легко растворяет эти гидрофильные соединения. Однако вода является плохим растворителем для гидрофобных молекул, таких как липиды. Неполярные молекулы испытывают гидрофобные взаимодействия в воде: вода меняет структуру водородных связей вокруг гидрофобных молекул, образуя решетчатую структуру, называемую клатратом.Это изменение в структуре водородных связей водного растворителя приводит к значительному снижению общей энтропии системы, поскольку молекулы становятся более упорядоченными, чем в жидкой воде. С термодинамической точки зрения такое сильное снижение энтропии не является спонтанным, и гидрофобная молекула не растворяется.

Электролитические свойства

Когда электроды помещаются в раствор электролита и подается напряжение, электролит проводит электричество.

Цели обучения

Используйте таблицу стандартных восстановительных потенциалов, чтобы определить, какие частицы в растворе будут восстановлены или окислены.

Основные выводы

Ключевые моменты

• Когда электрический ток проходит через раствор (часто электролитов), катион или нейтральная молекула восстанавливается на катоде, а анион или нейтральная молекула окисляется на аноде.
• Чтобы определить, какие компоненты в растворе будут окисляться, а какие восстанавливаться, таблица стандартных восстановительных потенциалов может определить наиболее термодинамически жизнеспособный вариант.
• На практике при электролизе чистой воды можно получить газообразный водород.

Ключевые термины

• электрод : вывод, через который электрический ток проходит между металлическими и неметаллическими частями электрической цепи; при электролизе катод и анод помещают в раствор отдельно.
• электрон : субатомная частица, которая имеет отрицательный заряд и вращается вокруг ядра; поток электронов в проводнике составляет электричество.

Электролитические свойства

Когда электроды помещаются в раствор электролита и подается напряжение, электролит проводит электричество.Одинокие электроны обычно не могут проходить через электролит; вместо этого на катоде происходит химическая реакция, которая поглощает электроны анода. Другая реакция происходит на аноде, производя электроны, которые в конечном итоге переносятся на катод. В результате в электролите вокруг катода образуется облако отрицательного заряда, а вокруг анода — положительный заряд. Ионы в электролите нейтрализуют эти заряды, позволяя электронам продолжать движение и реакции продолжаться.{-} [/ латекс]

и газообразный хлор. Положительно заряженные ионы натрия Na ⁺ будут реагировать на катод, нейтрализуя там отрицательный заряд OH ^—; отрицательно заряженные гидроксид-ионы OH ^— будут реагировать на анод, нейтрализуя там положительный заряд Na ⁺ . Без ионов электролита заряды вокруг электрода замедляют непрерывный поток электронов; диффузия H ⁺ и OH ^— через воду к другому электроду занимает больше времени, чем перемещение гораздо более распространенных солевых ионов.

В других системах электродные реакции могут включать электродный металл, а также ионы электролита. Например, в батареях в качестве электродов используются два материала с разным сродством к электрону: вне батареи электроны текут от одного электрода к другому; внутри цепь замыкается ионами электролита. Здесь электродные реакции преобразуют химическую энергию в электрическую.

Окисление и восстановление на электродах

Окисление ионов или нейтральных молекул происходит на аноде, а восстановление ионов или нейтральных молекул происходит на катоде.{+} \ rightarrow [/ latex]

Гидрохинон : гидрохинон является восстановителем или донором электронов и органической молекулой.

Пара-бензохинон : П-бензохинон является окислителем или акцептором электронов.

В последнем примере ионы H ⁺ (ионы водорода) также принимают участие в реакции и предоставляются кислотой в растворе или самим растворителем (вода, метанол и т. Д.). Реакции электролиза с участием ионов H ⁺ довольно распространены в кислых растворах, тогда как реакции с участием OH- (гидроксид-ионы) обычны в щелочных водных растворах.

Окисленные или восстановленные вещества также могут быть растворителем (обычно водой) или электродами. Возможен электролиз с участием газов.

Чтобы определить, какие частицы в растворе будут окисляться, а какие — восстанавливаться, стандартный электродный потенциал каждого вещества может быть получен из таблицы стандартных потенциалов восстановления, небольшая выборка из которой показана здесь:

Таблица стандартных электродных потенциалов : Это стандартный восстановительный потенциал для показанной реакции, измеренный в вольтах. 0 (V) [/ latex] = + 2.0 (В) [/ латекс] = +1,36 В в таблице. Помните, что более положительный потенциал всегда означает, что эта реакция будет благоприятной; это будет иметь последствия в отношении окислительно-восстановительных реакций.

Сванте Аррениус — Биография — NobelPrize.org

Сванте Август Аррениус родился 19 февраля 1859 года в семье Сванте Густава Аррениуса и Каролины Кристины Тунберг. Его предки были фермерами; его дядя стал профессором ботаники и ректором Высшей сельскохозяйственной школы в Ултуне близ Упсалы, а затем секретарем Шведской сельскохозяйственной академии.Его отец был землемером, нанятым Упсальским университетом и отвечал за его поместья в Вик, где родился Сванте. Семья переехала в Уппсалу в 1860 году. Мальчик получил образование в Соборной школе, где настоятель был хорошим учителем физики. С раннего возраста Сванте проявлял способности к арифметическим вычислениям, а в школе он очень интересовался математикой и физикой. В 1876 году он поступил в Уппсальский университет, изучая математику, химию и физику.Практические занятия по физике были не из лучших, и в 1881 году он уехал в Стокгольм, чтобы работать под руководством профессора Э. Эдлунда в Академии наук.

Здесь Аррениус начал с помощи Эдлунду в его работе по измерению электродвижущей силы в искровых разрядах, но вскоре перешел к собственным интересам. Это привело к его диссертации (1884 г.) Recherches sur la conductibilité galvanique des électrolytes (Исследования гальванической проводимости электролитов).Из своих результатов автор пришел к выводу, что электролиты, растворяясь в воде, в разной степени расщепляются или диссоциируют на электрически противоположные положительные и отрицательные ионы. Степень, в которой происходит это расщепление, зависит, прежде всего, от природы вещества и его концентрации в растворе — чем больше разведение, тем больше разведение. Ионы должны были быть носителями электрического тока, например в электролизе, но и химической активности.Связь между фактическим числом ионов и их числом при большом разбавлении (когда все молекулы были диссоциированы) представляла особый интерес («константа активности»).

Идея связи между электричеством и химическим сродством, которую когда-то защищал Берцелиус, однако, настолько полностью исчезла из общего сознания ученых, что ценность публикации Аррениуса не была хорошо понята научным факультетом в Упсале, где диссертация состоялась.С другой стороны, Отто Петтерссон, профессор химии в Стокгольмской Хёгсколе, подчеркнул оригинальность диссертации *, а Wi. Оствальд поехал в Упсалу, чтобы познакомиться с молодым писателем. Таким образом, стало ясно, что работы Аррениуса имеют фундаментальное значение, и в конце 1884 года он получил в Упсале степень доктора физической химии — первую в Швеции в этой новой области науки. Благодаря влиянию Эдлунда он получил стипендию от Академии наук, которая позволила ему работать в 1886 году с Оствальдом в Риге и с Кольраушем в Вюрцбурге.В 1887 году он был с Больцманом в Граце, а в 1888 году он работал с Ван’т Хоффом в Амстердаме. За эти годы Аррениус смог доказать влияние электролитической диссоциации на осмотическое давление, понижение точки замерзания и повышение температуры кипения растворов, содержащих электролиты. Позже он изучил его важность в связи с биологическими проблемами, такими как взаимосвязь между токсинами и антитоксинами, сывороточная терапия, ее роль в пищеварении и абсорбции, а также в желудочном и панкреатическом соках.Первостепенная важность теории электролитической диссоциации сегодня общепризнана, даже если некоторые модификации были сочтены необходимыми.

В 1891 году Аррениус отказался от предложенной ему профессуры в Гиссене, Германия, и вскоре после этого получил лекцию по физике в Стокгольмской Хёгсколе. В 1895 году он стал там профессором физики. Он был дополнительно ректором с 1897 по 1905 год, когда ушел в отставку с профессуры. Он получил приглашение стать профессором в Берлине, и тогда Академия наук решила (1905 г.) основать Нобелевский институт физической химии под руководством Аррениуса.Первоначально ему приходилось работать на съемной квартире, но в 1909 году было открыто новое здание. К нему приехало большое количество сотрудников из Швеции и других стран, которые помогли распространить его идеи в более широком смысле.

В 1900 году Аррениус опубликовал свой Lärobok i teoretisk elektrokemi (Учебник теоретической электрохимии), в 1906 году последовал Theorien der Chemie (Теории химии) и Иммунохимия и в 1918 году лекции Силлимана 70 решений.Он проявлял живой интерес к различным разделам физики, что иллюстрируется его теорией важности содержания CO ₂ в атмосфере для климата, его обсуждением возможности того, что радиационное давление может способствовать распространению живых спор через Вселенная (панспермия) и его различные вклады в наши знания о северном сиянии. В 1903 г. появился его Lehrbuch der kosmischen Physik (Учебник космической физики).

Многие лекции и короткие публикации свидетельствовали о его интересе и способности писать для широкой публики.Особенно в последние десятилетия своей жизни он опубликовал ряд популярных книг, которые обычно переводились на несколько языков и выходили многочисленными изданиями. К ним относятся Världarnas utveckling (1906, Worlds in the Making), Stjärnornas Öden (1915, Destiny of the Stars) и другие. В 1913 г. появилось Smittkopporna och deras bekämpande (Оспа и борьба с ней), а в 1919 г. — Kemien och det moderna livet (Химия и современная жизнь).

Аррениус был избран иностранным членом Королевского общества в 1911 году и был награжден медалью Общества Дэви, а также медалью Фарадея Химического общества (1914). Среди множества наград, которые он получил, были почетные степени университетов Бирмингема, Кембриджа, Эдинбурга, Грайфсвальда, Гронингена, Гейдельберга, Лейпцига и Оксфорда.

Аррениус был довольным человеком, довольным своей работой и семейной жизнью. Во время Первой мировой войны он предпринял успешные усилия по освобождению и репатриации немецких и австрийских ученых, попавших в плен.

Он был дважды женат — в 1894 году на Софии Рудбек, от которой у него родился сын, и в 1905 году на Марии Йоханссон, от которой у него родились один сын и две дочери.

Он умер в Стокгольме 2 октября 1927 года и похоронен в Упсале.

---

* Stockholms Högskola (Высшая школа Стокгольма) в те дни переписывалась с научным факультетом университетов, но это был частный фонд и не имел права проводить экзамены на получение степени или оценивать ценность диссертаций.Только в 1960 году государство основало Стокгольмский университет с его многочисленными факультетами.

Из Нобелевских лекций по химии 1901-1921 гг. , издательство Elsevier Publishing Company, Амстердам, 1966 г.

Эта автобиография / биография была написана на момент награждения и первый опубликована в книжной серии Les Prix Nobel . Позднее он был отредактирован и переиздан в Нобелевских лекциях . Чтобы цитировать этот документ, всегда указывайте источник, как показано выше.

© Нобелевский фонд, 1903 г.

Для цитирования этого раздела
Стиль MLA: Сванте Аррениус — Биографический. NobelPrize.org. Нобелевская премия AB 2021. Ср. 1 сентября 2021 г.

Вернуться наверх Вернуться к началу Возвращает пользователей к началу страницы

коллигативных свойств Аррениуса

коллигативных свойств Аррениуса

Коллигативные свойства Аррениуса

Согласно исследованиям Рауля и других, снижение точки замерзания растворителя зависит только от концентрации растворенного вещества, а не от его идентичности — по крайней мере, для растворенных веществ, не являющихся электролитами:

ΔT = K _f м,

где ΔT — депрессия точки замерзания, m — моляльность растворенного вещества, а K _f — постоянная характеристика растворителя.Аррениус предположил, что в растворах электролитов некоторая часть растворенного вещества диссоциирует на ионы, в результате чего моляльность частиц становится im, а не m; таким образом, i — среднее количество частиц, на которые диссоциирует молекула растворенного вещества. Тогда для растворов электролитов

ΔT = K _f im,

где i зависит от природы растворенного вещества и степени его диссоциации. (Примечание: я не обязательно должен быть целым числом.)

1) Как узнать i из экспериментов по депрессии точки замерзания? Напишите выражение для i как функции величин, которые можно измерить в эксперименте с понижением температуры замерзания.

2) Чтобы увидеть, что i не обязательно должно быть целым числом, рассмотрим решение формулы MX. Предположим, что половина формульных единиц MX диссоциирует на ионы M ⁺ и X ^—, а половина остается нетронутой как молекулы MX. Каково значение i для этого решения MX? Что, если распадающаяся фракция — это не половина, а произвольная фракция α?

3) Продолжайте предполагать, что доля молекул, которые диссоциируют, равна α. Предположим, что молекулы растворенного вещества, которые действительно диссоциируют, дают по k ионов каждая (где k — известное целое число, e.г., 2 для NaCl, 3 для MgCl ₂ , 4 для FeCl ₃ и т. д.). Напишите выражение для i через k и α.

Фактически, α и i можно измерить независимо (из экспериментов по проводимости и депрессии точки замерзания соответственно). Сравнение i из экспериментов по снижению температуры замерзания с i, вычисленным из выражения, полученного из упражнения 3, может служить проверкой действительности гипотезы о диссоциации электролита. Это сравнение было важной частью знаменательной статьи Аррениуса о растворах электролитов.

Номер ссылки

Сванте Аррениус, «О диссоциации веществ, растворенных в воде», Zeitschrift für Physikalische Chemie 1 , 631-48 (1887)

---

Авторские права 2003 Кармен Джунта. Разрешается воспроизведение в некоммерческих образовательных целях.

Вернуться к началу сайта классической химии

Диссоциация | Энциклопедия.com

Диссоциация воды

Диссоциация кислоты и оснований

Диссоциация солей

Ресурсы

Диссоциация — это процесс, при котором молекула разделяется на ионы. Это также можно назвать ионизацией, но поскольку существуют другие способы образования ионов, термин диссоциация предпочтительнее. Вещества диссоциируют в разной степени, от веществ, которые диссоциируют очень незначительно, таких как вода, до тех, которые диссоциируют почти полностью, таких как сильные кислоты и основания.Степень диссоциации вещества напрямую зависит от его способности проводить электрический ток. Вещество, которое слабо диссоциирует (как в случае слабой кислоты, такой как уксус), является слабым электролитом, так как плохо проводит электричество. Вещество, которое почти полностью диссоциировано (например, поваренная соль, NaCl или соляная кислота, HCl), очень хорошо проводит электричество. Способность проводить электричество основана на ионном составе вещества. Чем больше ионов содержит вещество, тем лучше оно будет проводить электричество.

Чистая вода слабо диссоциирует. Примерно одна молекула воды из каждых 10 миллионов диссоциирована, а остальные остаются в недиссоциированной (или молекулярной) форме. Эту ионизацию воды (иногда называемую самоионизацией или автоионизацией) можно описать следующей формулой. Чистая вода производит очень мало ионов в результате своей диссоциации и поэтому является плохим электролитом или проводником электричества.

Следующее уравнение описывает процесс, в котором молекула воды ионизируется (разделяется на ионы) с образованием иона водорода (протона) и иона гидроксида.

H ₂ O → H ⁺ + OH ^—

Другой способ описания диссоциации воды:

H ₂ O + H ₂ O → H ₃ O ₊ + OH ^—

где две молекулы воды образуют ион гидроксония (по существу, молекулу воды с присоединенным протоном) и ион гидроксида.

Кислоты — это молекулы, которые могут отдавать протоны (водород или ионы H ⁺ ) другим молекулам.Альтернативная точка зрения состоит в том, что кислота — это вещество, которое вызывает увеличение концентрации ионов водорода в растворе.

Диссоциация сильной кислоты (такой как соляная кислота, HCl) составляет по существу 100%.

HCl → H ⁺ + CI ^—

В этом случае почти каждая молекула HCl диссоциирует (разделяется на ионы). Когда какое-либо вещество диссоциирует, образуются как положительные, так и отрицательные ионы. В этом случае положительный ион (катион) представляет собой протон, а отрицательный ион (анион) — ион хлорида.Сильная кислота — это сильный электролит и хороший проводник электрического тока. В случае сильного основания почти 100% молекул также диссоциируют, и

сильных оснований (таких как гидроксид натрия, NaOH) также являются сильными электролитами.

NaOH → Na ⁺ + OH ^—

Слабая кислота, такая как фтористоводородная кислота, диссоциирует лишь незначительно. В молекулярной (недиссоциированной или неионизированной) форме существует гораздо больше молекул, чем в ионизированной форме.Поскольку она образует меньше ионов, слабая кислота будет слабым электролитом.

HF → H ⁺ + F ^—

В случае слабого основания, такого как гидроксид алюминия, Al (OH) ₃ , только небольшой процент молекул ионизируется, образуя мало ионов и слабые основания и слабые электролиты.

Al (OH) ₃ → Al ^{+ 3} + 3OH ^—

В любой реакции диссоциации общие заряды математически компенсируют друг друга.В приведенном выше случае есть три положительных заряда на ионе алюминия и один отрицательный заряд на каждом из трех гидроксид-ионов, что в сумме равно нулю.

Соли являются продуктом реакции нейтрализации между кислотой и основанием (другим продуктом этой реакции нейтрализации является вода). Соли, растворимые в воде, диссоциируют на ионы и являются электролитами. Соли, которые нерастворимы или слабо растворимы в воде, образуют очень мало ионов в растворе и не являются электролитами или слабыми электролитами.Хлорид натрия, NaCl, представляет собой водорастворимую соль, полностью диссоциирующую в воде.

NaCl → Na ⁺ + Cl ^—

Процесс, посредством которого это происходит, включает окружение каждого положительного иона натрия и каждого отрицательного иона хлорида молекулами воды. Молекулы воды полярны и имеют два разных конца, каждый с частичным положительным или отрицательным зарядом. Поскольку противоположные заряды притягиваются, отрицательный конец молекулы воды будет обращен к положительному иону натрия, а положительный конец — к отрицательному иону.Этот процесс, показанный на рисунке 1, известен как сольватация.

ПЕРИОДИЧЕСКИЕ ИЗДАНИЯ

Карафоли, Эрнест и Джон Пеннистон. «Сигнал кальция», Scientific American, 253 (ноябрь 1985 г.).

Эззелл, Кэрол. «Солевая техника пощекотать вкусовые рецепторы», Science News 140 (2 ноября 1991 г.).

ДРУГОЕ

Shodor Education Foundation, Inc . «Acid-Base Chemistry» (по состоянию на 18 ноября 2006 г.).

Университет Пердью, Научный колледж, Отделение химического образования Группы «Вода, кислоты и основания» (дата обращения: 1 ноября 2006 г.).

Луи Готлиб

8.10.9C: Слабые и сильные электролиты

Серьезное изучение электролитических растворов началось во второй половине XIX века, в основном в Германии, и до того, как были хорошо изучены детали диссоциации и ионизации.Эти исследования показали, что все эквивалентные электропроводности электролитов уменьшаются с концентрацией (или, точнее, с квадратным корнем из концентрации), но они делают это несколькими различными способами, которые отличаются своим поведением при очень малых концентрациях. Это привело к классификации электролитов на слабые, промежуточные и сильные.

Вы заметите, что графики зависимости проводимости от √ c начинаются с c = 0. Конечно, невозможно измерить проводимость электролита при исчезающе малых концентрациях (не говоря уже о нуле!), Но для сильных и промежуточных электролитов можно экстраполировать ряд наблюдений до нуля.Результирующие значения известны как , ограничивающие эквивалентные проводимости или иногда как «эквивалентные проводимости при бесконечном разбавлении», обозначаемые Λ °.

Сильные электролиты

Эти системы с хорошим поведением включают множество простых солей, таких как NaCl, а также все сильные кислоты.
График Λ против √c точно соответствует линейной зависимости

Λ = Λ ° — б √ в

Промежуточные электролиты

Эти «не очень сильные» соли не могут полностью соответствовать приведенному выше линейному уравнению, но их электропроводность может быть экстраполирована на бесконечное разбавление.

Слабые электролиты

«Меньше значит больше» для этих странностей, обладающих замечательной способностью демонстрировать бесконечную эквивалентную проводимость при бесконечном разбавлении. Хотя Λ ° нельзя оценить экстраполяцией, есть хитрый обходной путь.

Электропроводность уменьшается с увеличением концентрации

Поскольку ионы являются носителями заряда, можно ожидать, что проводимость раствора прямо пропорциональна их концентрации в растворе.Таким образом, если электролит полностью диссоциирован, проводимость должна быть прямо пропорциональна концентрации электролита. Но это идеальное поведение никогда не наблюдается; вместо этого проводимость электролитов всех видов уменьшается с увеличением концентрации.

Неидеальность растворов электролитов также отражается в их коллигативных свойствах, особенно в понижении точки замерзания и осмотическом давлении. Основная причина этого — присутствие ионной атмосферы, которая была введена выше.В той степени, в которой ионы, имеющие противоположные знаки заряда, с большей вероятностью будут находиться ближе друг к другу, мы ожидаем, что их заряды частично аннулируются, уменьшая их тенденцию к миграции в ответ на приложенный градиент потенциала.

Вторичный эффект возникает из-за того, что когда ион мигрирует через раствор, его противоионное облако не успевает за ним. Вместо этого новые противоионы постоянно собираются на переднем фронте движения, а уже существующие остаются на противоположной стороне.Для рассеивания потерянных противоионов требуется некоторое время, поэтому на заднем фронте всегда больше противоионов. Возникающая в результате асимметрия поля противоиона оказывает тормозящее влияние на центральный ион, снижая скорость его миграции и, таким образом, его вклад в проводимость раствора.

Количественная обработка этих эффектов была впервые разработана П. Дебаем и У. Хюккелем в начале 1920-х годов и улучшена Оствальдом несколько лет спустя.Эта работа представляла собой одно из главных достижений физической химии в первой половине 20 века и поставила поведение электролитических растворов на прочную теоретическую основу. Даже в этом случае теория Дебая-Хюккеля не работает для концентраций, превышающих примерно 10 ^–3 М л ^–1 для большинства ионов.

Не все электролиты полностью диссоциируют в растворе

Графики для сильных электролитов в значительной степени объясняются эффектами, рассмотренными непосредственно выше.–_ {(водн.)} \]

сместится влево по мере увеличения концентрации «свободных» ионов. В более разбавленных растворах фактическая концентрация этих ионов меньше, но их относительное содержание по отношению к недиссоциированной форме больше. Когда концентрация раствора приближается к нулю, практически весь \ (MX _ {(aq)} \) диссоциирует, и проводимость достигает своего предельного значения.

Слабые электролиты диссоциируют только при очень высоком разбавлении

плавиковая кислота	HF	K a = 10 –3.2
уксусная кислота	CH 3 COOH	K a = 10 –6,3
бикарбонат-ион	HCO 3 —	K a = 10 –10,3
аммиак	NH 3	K b = 10 –4.7

Диссоциация, конечно, зависит от степени. Константы равновесия диссоциации промежуточной электролитной соли MX обычно находятся в диапазоне 1-200. Это контрастирует с большим количеством слабых кислот (а также слабых оснований), константы диссоциации которых обычно находятся в диапазоне от 10 ^–3 до менее 10 ^–10 .

Эти слабые электролиты, как и промежуточные, будут полностью диссоциировать на пределе нулевой концентрации; если бы масштаб графика слабого электролита (синий), показанного выше, был увеличен на много порядков, кривая была бы похожа на кривую для промежуточного электролита над ним, и значение для Λ ° можно было бы найти путем экстраполяции.Но при таком большом разбавлении проводимость была бы настолько незначительной, что она могла бы быть замаскирована проводимостью самой воды (то есть ионами H ⁺ и OH ^—, находящимися в равновесии с массивным 55,6 ML ^-1 концентрация воды), что делает значения Λ в этой области практически неизмеримыми.

Авторы и авторство

ChemTeam: Bjerrum и сильные электролиты

ChemTeam: Bjerrum и сильные электролиты

Новая форма теории электролитической диссоциации

, автор — Нильс Бьеррам

Труды Седьмого Международного конгресса по прикладной химии
Лондон, 27 мая — 3 июня 1909 г.
Раздел X, с.55-60

---

Некоторое время назад (1906 г.) я высказал предположение, что простая электролитическая диссоциация не сопровождается изменением цвета. Теперь я попытался подтвердить эту гипотезу с помощью новых экспериментов.

Мне кажется, что эксперименты с солями хрома особенно подходят для выяснения этого вопроса, потому что изменения между нормальной и сложной солью в случае этих соединений происходят очень медленно, так что при их использовании можно работать с растворами. которые, очевидно, не содержат комплексных солей, что не так легко получить в случае других солей металлов.Поэтому я провел ряд экспериментов с хлоридом хрома, нитратом хрома и сульфатом хрома и обнаружил, что чистые нормальные соли хрома в растворе всегда имеют точно такое же поглощение света, независимо от концентрации и кислоты, но как как только можно продемонстрировать образование сложных солей, цвет меняется.

Однако только в случае сильных электролитов цвет не меняется с концентрацией. Цвет более слабых электролитов зависит от концентрации.Я предполагаю, что в растворах более слабых электролитов всегда есть большее или меньшее количество недиссоциированной соли, соответствующей по структуре комплексным солям, и что эта соль не только вызывает изменение цвета, но и снижает электропроводность.

Эти цветовые отношения, обнаруженные в связи с электролитической диссоциацией, лучше всего можно объяснить, изменив гипотезу Аррениуса следующим образом: мы предполагаем, что сильные электролиты всегда полностью разделены на ионы, и именно по этой причине они всегда имеют одинаковые цвет во всех концентрациях.Если изменения цвета имеют место в растворах электролита, ионы более или менее вступили в комбинацию друг с другом, диссоциация не завершается.

Если эта гипотеза верна, то уменьшение молекулярной проводимости и снижение температуры замерзания молекул, сопровождающее увеличение концентрации, должно быть связано с действием электрических зарядов ионов друг на друга. Молекулярная проводимость уменьшается не из-за уменьшения количества ионов, а из-за того, что ионы движутся медленнее.Сазерленд пытался таким образом объяснить уменьшение молекулярной проводимости, но, как мне кажется, без особого успеха. Для объяснения необходимо иметь кинетическую теорию жидкости, которой пока нет. Тем не менее, мне кажется, не может быть никаких сомнений в том, что электролитическое трение должно увеличиваться с концентрацией ионов, потому что положительные и отрицательные ионы будут чаще сталкиваться, чем нейтральные молекулы, а также потому, что электрическое поле вокруг ионов увеличивается с увеличением концентрации ионов. концентрация, создаст вокруг ионов водяную мантию все большей толщины.

Это хорошо согласуется с этой новой формой теории диссоциации, согласно которой «степень диссоциации», рассчитанная по молекулярной проводимости, в случае сильных электролитов приблизительно определяется валентностью ионов (правило Оствальда-Вальдена). ), диэлектрической проницаемостью растворителя (Вальден) и концентрацией соли. Тот факт, что так называемая «степень диссоциации» зависит от электрических констант веществ, не допуская какого-либо конкретного влияния химического сродства, становится вполне естественным, когда эта величина в действительности является уменьшением электролитического трения из-за электрических сил между ионы.И тот факт, что закон действия масс не распространяется на влияние концентрации на степень диссоциации сильных электролитов, больше не будет необъяснимой аномалией. В случае диссоциации слабых электролитов, как хорошо известно, закон действия масс оказался применимым, но с помощью проводимости мы здесь измеряем реальную диссоциацию, поскольку концентрация ионов в растворе такова. мала, что мы можем считать электролитическое трение постоянным.

Эта новая форма теории диссоциации так же хорошо, как и старая форма Аррениуса, объясняет аналитические реакции и явления электролиза. Единственное, что не так хорошо объясняется новой, как старой теорией, — это согласие между уменьшением молекулярной проводимости и уменьшением молекулярной депрессии точки замерзания с увеличением концентрации. (Соглашение между степенями диссоциации, которые рассчитываются из точки замерзания, точки кипения, распределения, электродвижущей силы и т. Д., является необходимостью, поскольку все эти величины могут быть выведены из осмотического давления.) Но согласие между степенью диссоциации, рассчитанной по проводимости, и той, которая рассчитана по температуре замерзания, не всегда идеально (например, в случае хлорида натрия ), и, кроме того, примерное совпадение, возможно, когда-нибудь в будущем, может быть объяснено тем фактом, что как уменьшение молекулярной проводимости, так и уменьшение молекулярной депрессии точки замерзания обусловлены электрическими силами при работают среди ионов.

По всем этим причинам новая форма, как мне кажется, представляет собой ценное изменение теории диссоциации Аррениуса.

V2.5

Рисунок 2-77. Тест-полоски pH ( исходный ).

Подумайте о том, чтобы купить полоски для тестирования pH в аптеке или магазине, чтобы определить pH многих вещей, которые вы можете найти в своем доме, например, уксуса, растворов пищевой соды, мыла, различных фруктов и овощей, соков, моющих средств, косметических продуктов и т. Д.

Многие природные красители являются кислотно-щелочными индикаторами, меняющими цвет при разных значениях pH.Как показано на видео , краситель краснокочанной капусты является одним из таких индикаторов. Многие натуральные красители, придающие цвет лепесткам цветов, являются кислотно-щелочными индикаторами. Вы можете попробовать уксус (водный раствор уксусной кислоты) и бытовой нашатырный спирт для различных цветов разного цвета. Возможно, вы будете удивлены, как меняются цвета, когда некоторые цветы опрыскиваются нашатырным спиртом или уксусом. Если вы решили попробовать такие эксперименты, используйте обычный белый уксус и обычный бытовой аммиак. Рекомендуется избегать использования ароматизированных растворов аммиака, таких как «лимонный аммиак», и тех, которые содержат моющие средства, такие как «пенящийся аммиак».Самые дешевые безымянные бренды обычно лучше всего подходят для кислотно-щелочных экспериментов с цветами. Обратите внимание, что хотя уксус — слабая кислота, а аммиак — слабое основание, оба имеют довольно сильный запах. Избегайте вдыхания паров уксуса и особенно аммиака при проведении экспериментов. Лучше всего проводить испытания на открытом воздухе. Вы можете опрыскать цветы или погрузить их в раствор нашатырного спирта или уксус. Важно: концентрация NH ₃ в бытовом аммиаке колеблется в широком диапазоне от 0.От 5% до 10% в зависимости от марки. Более концентрированный бытовой аммиак пахнет сильнее. Не используйте , а не , используйте концентрированный NH ₃ (~ 30%), который имеет резкий запах и является сильным раздражителем глаз!

2.5.8. Упражнения.

1. Электролит — это химическое соединение, которое (а) легко испускает электроны; (б) растворяется в воде с образованием раствора , проводящего электричество; (c) всегда диссоциирует с образованием H ⁺ ; (г) всегда диссоциирует с образованием OH ^—.Ответ

2. Определите степень диссоциации (α) и сильных, средних и слабых электролитов.

3. Практически все соли и кислоты являются сильными электролитами. Правда или ложь? Ответ

4. Сульфат бария (BaSO ₄ ) очень плохо растворяется в воде и поэтому является слабым электролитом. Правда или ложь? Ответ

5. Определите сильные, средние и слабые электролиты среди следующих соединений: Ca (OH) ₂ , HCl, NaNO ₃ , K ₂ SO ₄ , H ₂ SO ₄ , H ₃ PO ₄ , Na ₃ PO ₄ , NaOH, Ba (OH) ₂ , HNO ₃ , H ₂ CO ₃ , MgBr ₂ .[Подсказка: см. Таблицу 4 и текст выше]

6. Опишите процесс растворения и диссоциации NaCl. Нарисуйте эскизы, чтобы проиллюстрировать процесс.

7. Объясните, почему молекула воды является диполем. Вы думаете, что молекула HBr является диполем? [Совет: рассмотрите форму HBr и тип химической связи между атомами Br и H]

8. При диссоциации в воде двухосновные кислоты (а) теряют оба своих протона одновременно; б) теряют первый протон гораздо легче, чем второй; (c) терять только один протон и никогда оба; (г) теряют протоны ступенчато, причем второй протон отрывается почти так же легко, как и первый.Ответ

9. При диссоциации в воде двухосновные основания, такие как Ca (OH) ₂ и Ba (OH) ₂ (а) теряют оба своих иона OH ^— одновременно; (б) потерять первый OH ^— гораздо легче, чем второй; (c) потерять только один OH ^— и никогда оба; (г) теряют ионы OH ^— ступенчато, но второй OH ^— отрывается почти так же легко, как и первый. Ответ

10. Объясните разницу в правильных ответах на вопросы 8 и 9 выше.

11. Значение pH водного раствора увеличилось на две единицы после некоторой химической обработки. Следовательно, концентрация: а) H ⁺ уменьшилась в 2 раза; (б) OH ^— уменьшилось в 2 раза; (c) H ⁺ увеличился в 2 раза; (d) H ⁺ уменьшилось в 20 раз; (e) H ⁺ уменьшился в 100 раз; (f) H ⁺ увеличился в 100 раз; (g) OH ^— увеличилось в 10 раз; (з) OH ^— увеличилось в 100 раз.Ответ

12. Напишите химические уравнения для электролитической диссоциации Na ₂ SO ₄ , HBr, KOH, Mg (NO ₃ ) ₂ , CaCl ₂ , H ₂ CO ₃ , и H ₂ SO ₄ . Укажите в уравнениях, что диссоциация обратима, и укажите, в какую сторону уравнения смещается равновесие.

13. Как образуется OH ^— в водных растворах аммиака? NH ₃ — сильная база?

14.Лаборант отогнал около 100 мл воды, сразу поместил ее в чистый стеклянный стакан объемом 500 мл и измерил ее pH. Как и ожидалось, для чистой воды pH составлял 7. Затем техник накрыл стакан чистым бумажным полотенцем, чтобы защитить воду от пыли, и пошел на обед. Вернувшись через час в лабораторию, он решил снова измерить pH. К его удивлению, новое измерение pH составило 6, что указывает на то, что вода стала слегка кислой. Он подумал, что что-то пошло не так, и повторил дистилляцию на следующий день.Свежедистиллированная вода, как и предполагалось, имела pH 7. Как и прежде, он налил воду в чистый стакан, накрыл бумажным полотенцем и ушел на обед. На этот раз он запер лабораторию, чтобы убедиться, что никто не может войти в нее, чтобы подшутить над ним, каким-то образом слегка подкисив дистиллированную воду.