Конспект урока: Электролитическая диссоциация. Основные положения теории электролитической диссоциации

Вам известно, что растворы некоторых веществ обладают способностью проводить электрический ток. Вспомним, как в химии называются такие вещества. 

Над выяснением причины электропроводности электролитов работал шведский химик Сванте Аррениус. Он предположил, что при растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на ионы.

Из курса физики вы знаете, что электрический ток — это направленное движение заряженных частиц. Ионы как раз и являются такими заряженными частицами, которые способны переносить электрический заряд. 

После того как гипотезу Аррениуса подтвердили практически, в науке появилась новая теория —  теория электролитической диссоциации .

Далее ученики Д. И. Менделеева дополнили теорию некоторыми заключениями:

1. Причиной электролитической диссоциации является взаимодействие электролита с молекулами воды, то есть его гидратация. 

2. В растворах ионы находятся не в свободном состоянии, а в гидратированном, то есть связанном с водой. 

Решение

1. В зависимости от степени диссоциации вещества делят не неэлектролиты, сильные и слабые неэлектролиты.

2. Фосфорная кислота слабая, в растворе она диссоциирует на ионы частично, а следовательно, является слабым электролитом.

Ответ: слабый электролит.

Теперь более подробно остановимся на процессах электролитической диссоциации у ионных и молекулярных соединений. 

Механизм электролитической диссоциации ионных соединений 

Чтобы разобраться с механизмом процесса электролитической диссоциации, нужно для начала вспомнить строение молекулы воды.

Рисунок 1. Молекула воды — диполь

Молекула воды представляет собой диполь, то есть имеет два противоположных полюса. Атом водорода менее электроотрицателен, чем атом кислорода, и при возникновении связи между ними электронная пара немного смещается к кислороду. На водороде возникает частичный положительный заряд, а на кислороде — частичный отрицательный. При растворении электролита диполи воды ориентируются вокруг положительных и отрицательных ионов кристаллической решётки электролита противоположными полюсами. 

Рисунок 2. Гидратированный ион

Когда диполи воды выстраиваются подобным образом, связи в электролите начинают ослабевать, затем кристаллическая решётка разрушается и ионы переходят в раствор. Как мы уже говорили, после процесса гидратации ионы находятся не в свободном состоянии, они связаны с молекулами воды, которые образуют гидратную оболочку иона. Такой ион называется  гидратированным .

Рисунок 3. Процесс диссоциации

Процесс диссоциации веществ, молекулы которых образованы ковалентной полярной связью, протекает аналогично диссоциации ионных соединений. Ковалентная полярная связь в молекуле превращается в ионную, а затем молекулы электролита под действием воды распадаются на ионы. Для количественной характеристики процесса диссоциации используется особая величина, о которой мы сейчас поговорим. 

Степень электролитической диссоциации

Логично предположить, что не все электролиты в равной степени диссоциируют в растворах или расплавах. Способность распадаться на ионы характеризуется особой величиной, которая называется степень диссоциации. Она обозначается буквой α «альфа». 

Определить степень диссоциации вещества можно экспериментально, выражается она в долях или процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1 (100 %), то электролит полностью распадается на ионы. 

В растворе степень диссоциации будет зависеть от природы электролита и от его концентрации. 

Конечно, при разбавлении раствора число молекул воды по сравнению с электролитом увеличивается, поэтому гидратации будет подвергаться большее количество частиц вещества и степень диссоциации будет увеличиваться.

По степени электролитической диссоциации электролиты можно разделить на сильные и слабые.

Сильные электролиты  в растворе полностью распадаются на ионы, то есть диссоциируют необратимо. К ним относят:

• все растворимые в воде соли;
• щёлочи;
• многие кислоты, например, $\mathrm{HCl}, {\mathrm{HNO}}_3, {\mathrm{H}}_2{\mathrm{SO}}_4$.

Слабые электролиты лишь частично распадаются на ионы. Диссоциируют такие электролиты обратимо, т. е. наряду с процессом распада их молекул на ион —  диссоциацией — происходит процесс соединения ионов в молекулы —  ассоциация .

К слабым электролитам относят:

• многие неорганические кислоты, например: ${\mathrm{HNO}}_2, {\mathrm{H}}_2\mathrm{S}, {\mathrm{H}}_2{\mathrm{CO}}_3, \mathrm{HF}, {\mathrm{H}}_2{\mathrm{SO}}_3$;
• гидрат аммиака ${\mathrm{NH}}_3 · {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$;
• органические кислоты, например, ${\mathrm{CH}}_3\mathrm{COOH}$ (уксусная кислота).

В уравнениях диссоциации таких электролитов используют знак обратимости — две противоположно направленные стрелки.

Чтобы записать уравнение электролитической диссоциации для вещества, необходимо воспользоваться таблицей растворимости.