Плавление диссоциации Классическая теория электролитической диссоциации

Введение

1. 
   Плавление диссоциации
   
2. 
   Классическая теория электролитической диссоциации
   
3. 
   Сильные электролиты
   
4. 
   Электролитическая диссоциация. Электролиты
   
5. 
   Теория электролитической диссоциации
   
6. 
   Недостатки классической теории электролитической диссоциации
   
7. 
   Диссоциация соединений переменного состава при постоянной температуре
   
8. 
   Диссоциация соединений с образованием конденсированных фаз постоянного состава
   

Заключение
Литература


Введение:
Диссоциация на ионы в растворах происходит за счет взаимодействия растворенного вещества с растворителем; Согласно спектроскопическим данным, это взаимодействие носит в основном химический характер. Наряду с сольватирующей способностью молекул растворителя определенную роль в электролитической диссоциации играет также макроскопическое свойство растворителя - его диэлектрическая проницаемость (диаграмма электролитической диссоциации).

1.Плавление диссоциации

Под воздействием высоких температур ионы кристаллической решетки начинают вибрировать, кинетическая энергия увеличивается, и наступит момент (в точке плавления вещества), когда он превысит энергию взаимодействия ионов. Это приводит к разложению вещества на ионы.

2.Классическая теория электролитической диссоциации

Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 году. Аррениус придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействие электролита с водой и считал, что в растворах присутствуют свободные ионы. Российские химики И.А.Каблуков и В.А.Кистяковский применили химическую теорию растворов Д.И.Менделеева для объяснения электролитической диссоциации и доказали, что при растворении электролита происходит его химическое взаимодействие с водой, в результате которого электролит диссоциирует на ионы.
Классическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворенного вещества, характеризующейся степенью диссоциации α, то есть долей распавшихся молекул электролита. Динамический баланс между недиссоциированными молекулы и ионы описываются законом действия массы. Например, электролитическая диссоциация бинарного электролита КА.
Константа диссоциации Kd определяется активностью катионов анионов и недиссоциированных.
Значение Kd зависит от природы растворенного вещества и растворителя, а также от температуры и может быть определено несколькими экспериментальными методами. Степень диссоциации (α) можно рассчитать при любой концентрации электролита, используя соотношение.

3.Сильные электролиты

Классическая теория электролитической диссоциации применима только к разбавленным растворам слабых электролитов. Сильные электролиты в разбавленных растворах практически полностью диссоциируют; следовательно, концепция равновесия между ионами и недиссоциированными молекулами не имеет смысла. По идеи, выдвинутой в 20-30-е гг. 20 в. В. К. Семенченко (СССР), Н. Бьеррум (Дания), Р. М. Фуосс (США) и др., Ионные пары и более сложные агрегаты образуются в растворах сильных электролитов при средних и высоких концентрациях. Современные спектроскопические данные показывают, что ионная пара состоит из двух ионов противоположного знака в контакте («контактная ионная пара») или разделенных одной или несколькими молекулами растворителя («разделенная ионная пара»). Ионные пары электрически нейтральны и не участвуют в передаче электроэнергии. В относительно разбавленных растворах сильных электролитов равновесие между отдельными сольватированными ионами и ионными парами можно приблизительно охарактеризовать, подобно классической теории электролитической диссоциации, константой диссоциации (или, наоборот, константой ассоциации). Это позволяет использовать вышеуказанное уравнение для расчета соответствующей степени диссоциации на основе экспериментальных данных.
В простейших случаях (большие одноатомные однозарядные ионы) приближенные значения константы диссоциации в разбавленных растворах сильных электролитов можно рассчитать теоретически, исходя из концепции чисто электростатического взаимодействия ионов в сплошной среде - растворителе.
4.Электролитическая диссоциация. Электролиты
Дождливый день. На троллейбусной остановке люди складывают зонтики и входят в салон. Здесь один из них положил ногу на ступеньку и тут же отшатнулся: «О, он шокирует!» Как ток попал к пассажиру?
Еще на заре изучения электрических явлений ученые заметили, что ток могут проводить не только металлы, но и растворы. Но не все из них. Так, водные растворы хлорида натрия и других солей, растворы сильных кислот и щелочей хорошо проводят ток. Растворы уксусной кислоты, диоксида углерода и диоксида серы ведут его гораздо хуже. Но растворы спирта, сахара и большинства других органических соединений вообще не проводят электричество. Английский физик Майкл Фарадей еще в 30-х годах XIX века, изучая законы, регулирующие прохождение электрического тока через растворы, ввел термины «электролит», «электролиз», «ион», «катион», «анион». Электролит - это вещество, раствор которого проводит электрический ток. Это происходит в результате движения заряженных частиц - ионов - в растворе.
Много лет спустя, в другой стране, была изобретена забавная рифма, которая позволяет запомнить заряд ионов:

• 
  Для двоих парней подарки груз
  
• 
  Ион положил на спину:
  
• 
  Для КАТИ ОН несет свой плюс,
  
• 
  Для АНИ ОН несет свой минус.
  

Причина появления заряженных частиц в растворах была совершенно непонятна. Само название «электролит» (от греческого лизиса - разрушение, растворение) предполагает, что ионы появляются в растворе, когда через него проходит электрический ток.
Исследование растворов методами физической химии, например, путем измерения осмотического давления и криоскопии, показало, что число частиц в растворах электролита больше, чем расчеты, основанные на концентрации растворенного вещества. Например, оказалось, что в разбавленных растворах хлорида натрия число частиц в два раза больше, чем рассчитывается по формуле NaCl, в растворах CaCl2 - в три раза больше и т. д. Это можно объяснить, если предположить, что эти соединения при растворении в воде распадаются на несколько частей - как говорят химики, они подвергаются диссоциации (от латинского disociatio - разделение, разделение).
Явления диссоциации были известны химикам; например, при нагревании хлорида аммония он возгорается с одновременной диссоциацией на две молекулы: NH4Cl® NH3 + HCl. Но разложение при нагревании было гораздо проще объяснить: энергия, необходимая для диссоциации, исходит от тепловой энергии. Но откуда берется энергия, когда соль растворяется в воде при комнатной температуре, никто не может объяснить (температура раствора часто почти не меняется). Более того, когда некоторые соли растворяются в воде, раствор становится очень горячим! Также было неясно, как и на какую столовую соль можно разлагаться в растворе - в конце концов, не на натрий и хлор!
В 1887 году шведский физик-химик Сванте Аррениус, исследуя электропроводность водных растворов, предположил, что в таких растворах вещества разлагаются на заряженные частицы - ионы, которые могут двигаться к электродам - ​​отрицательно заряженный катод и положительно заряженный анод. Это причина электрического тока в растворах. Этот процесс называется электролитической диссоциацией (буквальный перевод - расщепление, разложение под воздействием электричества). Это название также предполагает, что диссоциация происходит под действием электрического тока. Дальнейшие исследования показали, что это не так: ионы являются только носителями заряда в растворе и существуют в нем независимо от того, проходит ли ток через раствор или нет.
Теория Аррениуса, с одной стороны, объясняла, почему растворы электролитов проводят ток, с другой стороны, объясняла увеличение числа частиц в растворе. Например, в растворе сульфат алюминия Al2 (SO4) 3 разлагается сразу на пять ионов: два катиона алюминия Al3 + и три сульфат-аниона SO42–. За создание теории электролитической диссоциации Аррениус был удостоен Нобелевской премии по химии в 1903 году.
По степени диссоциации на ионы электролиты стали классифицировать как сильные (полное разложение на ионы) и слабые (только часть растворенного вещества разлагается на ионы). К сильным электролитам относятся щелочи, многие кислоты (серная, азотная, соляная) и большинство солей. Слабые электролиты включают уксусную CH3COOH, азотную HNO2, сероводород H2S, углекислый H2CO3, сернистую H2SO3 и большинство органических кислот. Воду также можно отнести к слабым электролитам, поскольку лишь очень небольшая часть ее молекул находится в растворах в виде катионов H + и анионов OH–. Фосфорная кислота Н3РО4 - электролит средней силы. Организм человека также содержит растворы электролитов и проводит электричество. Пропускание тока всего 0,1 А через тело может быть смертельным.
Многие ученые - современники Аррениуса, сначала не приняли его теорию. Многие из них в то время еще не имели четкого понимания того, как ионы отличаются от нейтральных атомов. Им казалось невероятным, как, например, хлорид натрия в воде может существовать в виде отдельных ионов натрия и хлора: как вы знаете, натрий бурно реагирует с водой, а раствор хлора имеет желто-зеленый цвет и является ядовитым. В результате диссертация Аррениуса получила ряд негативных отзывов. Одним из самых непримиримых противников Аррениуса был Д. И. Менделеев, создавший «химическую» теорию растворов, в отличие от «физической» теории Аррениуса. Менделеев полагал, что в растворах по существу химические взаимодействия происходят между растворенным веществом и растворителем, в то время как теория Аррениуса представляла водные растворы как механическую смесь ионов и воды. В 1889 г. Менделеев опубликовал «Записку о диссоциации растворенных веществ», в которой ставился под сомнение сам факт разложения на ионы в растворах электролитов. «Сохраняя все, что было приобретено в связи с пониманием решений, - писал Менделеев, - мне кажется, что можно оставить в стороне гипотезу об особом типе диссоциации - на ионы, которые происходят с электролитами при образовании слабых решения».
Хотя Менделеев, критикуя Аррениуса, был в основном неправ, в его рассуждениях было много правды. Как это часто бывает в науке, обе стороны были правы в ожесточенном споре между сторонниками физических и химических теорий. Очень сильное химическое взаимодействие между ионами и молекулами растворителя дает энергию, необходимую для разрушения кристаллической решетки или молекул электролита. В случае водных растворов эта энергия называется энергией гидратации (hydor в греческой воде) и может достигать очень высоких значений; таким образом, энергия гидратации катионов Na + почти в два раза выше энергии расщепления связи в молекуле Cl2. Для разделения катионов и анионов в кристаллах электролита также требуется много энергии (это называется энергией кристаллической решетки). В результате, если полная энергия гидратации катионов и анионов при образовании раствора больше энергии кристаллической решетки (или энергии связи между атомами в электролитах, таких как HCl, H2SO4), растворение будет сопровождаться нагреванием и, если меньше, охлаждением раствора. Вот почему, когда такие вещества, как LiCl, безводный CaCl2 и многие другие, растворяются в воде, раствор нагревается, а когда KCl, KNO3, NH4NO3 и некоторые другие растворяются, он охлаждается. Охлаждение может быть настолько сильным, что стекло, в котором готовится раствор, снаружи покрывается росой и может даже замерзнуть до влажного основания!
Механизм электролитической диссоциации можно рассмотреть на примере хлористого водорода. Связь H - Cl является ковалентной, полярной (см. СТРУКТУРА МОЛЕКУЛ), молекулы HCl являются диполями с отрицательным полюсом на атоме Cl и положительным полюсом на атоме H. Полярные и водные молекулы. В водном растворе молекулы HCl со всех сторон окружены молекулами воды, так что положительные полюсы молекул H2O притягиваются к отрицательным полюсам молекул HCl, а отрицательные полюсы притягиваются к положительным полюсам молекул HCl. В результате связь H - Cl сильно поляризована и разорвана с образованием гидратированных катионов H + и анионов Cl–: диполи Н2О, по-видимому, разделяют молекулы HCl на отдельные ионы. Каждый катион Н + в растворе со всех сторон окружен диполями Н2О, направленными к нему своими отрицательными полюсами, а каждый анион Cl– окружен противоположно ориентированными диполями Н2О. Подобные процессы происходят в воде с молекулами H2SO4, другими молекулами с полярными ковалентными связями, а также с ионными кристаллами. У них уже есть «готовые» ионы, а роль водных диполей сводится к отделению катионов от анионов.
Ионы резко отличаются по своим физико-химическим свойствам от нейтральных атомов. Например, атомы Na реагируют с водой, а катионы Na + - нет; хлор является сильным окислителем и ядовит, а анионы Cl– не окислители и не токсичны. Цвет ионов может измениться во время гидратации. Например, негидратированные ионы меди бесцветны (безводный CuSO4), а гидратированные - синего цвета.
С учетом диссоциации в растворах уравнения многих реакций можно записать в сокращенной ионной форме. Ионное уравнение показывает, какие ионы участвуют в реакции. Например, полное уравнение реакции AgNO3 + NaCl® AgCl + NaNO3 можно записать в сокращенной ионной форме: Ag + + Cl–® AgCl. Суть реакции состоит в образовании осадка AgCl при встрече ионов Ag + и Cl–, а ионы Na + и NO3– остаются в растворе и фактически не участвуют в реакции.