Лекція 9. Електролітична дисоціація

1. Курс лекцій по хімїКурс лекцій по хімї

2. 2
Лекція 2Лекція 2
«Електролітична дисоціація»

3. 3
План лекции
1. Феномен электролитической диссоциации.
2. Механизм электролитической диссоциации. Сольватация.
Кристаллогидраты и их свойства.
3. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации.
4. Константа диссоциации. Закон разведения Оствальда.
5. Теория кислот и оснований по Аррениусу.
6. Ступенчатая диссоциация.
7. Автопротолиз воды. Водородный показатель рН.
Кислотно-основные индикаторы.

4. 4
Феномен електролітичноїдисоціації
Розчин цукру Розчин солі
ЭлектролітиЭлектроліти – це речовини розчини або розплави яких
проводять електричний струм.
НеелектролітиНеелектроліти – це речовини розчини або розплави яких
непроводят електричний струм.

5. 5
Электрический токЭлектрический ток – это упорядоченное движение заряженных частиц
Феномен электролитической диссоциации
Вспомним физику:
Что же является проводником тока в электролитах?
Теория электролитической диссоциации
Сванте Август Аррениус
В растворах и расплавах электролиты самопроизвольно
распадаются на ионы (диссоциируют), которые и
являются переносчиками заряда.

6. 6
Механізм електролітичноїдисоціації
Дисоціація у водному розчині
Н
Н
О
δ+
δ+
δ-
Волекула води
+ --
ДИПОЛЬ

7. 7
Механізм електролітичної дисоціації
Дисоціація у водному розчині
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Cl-
Cl-
Cl-
Cl-
Cl-
Na+
Na+
Na+
Cl-
Cl-
Cl-
Кристалл NaCl
Na+
Cl-
Na+
Cl-
Гідратовані іони
Дисоціація з'єднань з іонним зв'язком

8. 8
Механизм электролитической диссоциации
Диссоциация в водном растворе
Строение гидратированного иона
Na+ Гидратированный ион
Na+
Свободный ион
Гидратная «шуба»
Иван Алексеевич Каблуков

9. 9
Механизм электролитической диссоциации
Диссоциация в водном растворе
Na+
+ Гидратация Na+ +
Q
Процесс гидратации является чрезвычайно энергетически выгодным!
Он является движущей силой электролитической диссоциации
Если вместо воды используется другой растворитель, то процесс
называют сольватацией (от англ. solvent – «растворитель»), а
образующиеся ионы - сольватированными

10. 10
Кристалогідрати
Іноді зв'язок іона з гідратної «шубою» виявляється настільки міцною, що
вода залишається пов'язаної з ним навіть в кристалічній фазі. З'єднання
містять хімічно зв'язану воду називають кристалогідрату. Вода в цих
з'єднаннях називається кристаллизационной водою. Кристалогідрати - це
індивідуальні речовини, а не суміші!
CuSO4· 5H2O
FeSO4· 7H2O
NiSO4· 7H2O
CoCl2· 6H2O

11. 11
Кристаллогидраты
Номенклатура кристаллогидратов
Название кристаллогидрата получается из названия безводного соединения
указанием количества кристаллизационной воды с помощью слова «гидрат»
Число молекул воды Название гидрата
1 моногидрат
2 дигидрат
3 тригидрат
4 тетрагидрат
5 пентагидрат
6 гексагидрат
7 гептагидрат
8 октагидрат
9 нонагидрат
10 декагидрат
11 ундекагидрат
12 додекагидрат

12. 12
Кристаллогидраты
Номенклатура кристаллогидратов
CuSO4· 5H2O – пентагидрат сульфата меди(II)
FeSO4· 7H2O – гептагидрат сульфата железа (II)
Na3PO4· 12H2O – додекагидрат ортофосфата натрия
Р.п.
Р.п.
Р.п.
Обратите внимание на родительный падеж!

13. 13
Кристаллогидраты
CuSO4∙5H2O = CuSO4 + 5H2O↑
При нагревании кристаллогидраты теряют кристаллизационную воду:
CuSO4· 5H2O
пентагидрат сульфата меди (II)
CuSO4
сульфат меди (II)

14. 14
Кристаллогидраты
При взаимодействии безводной соли с водой образуется кристаллогидрат.
На этом основан принцип действия важнейших осушающих агентов:
Na2SO4, CaCl2, MgSO4, CuSO4, Mg(ClO4)2
Na2SO4 + 10H2O = Na2SO4∙10H2O
CaCl2 + 2H2O = CaCl2∙2H2O
MgSO4 + 7H2O = MgSO4∙7H2O
CuSO4 + 5H2O = CuSO4∙5H2O
Mg(ClO4)2 + 6H2O = Mg(ClO4)2 ∙6H2O
Их используют для устранения следов влаги из органических растворителей
или воздуха

15. 15
Кристаллогидраты
Одно соединение может образовывать несколько кристаллогидратов
различного состава, которые могут переходить друг в друга в
определенных условиях
CoCl2· 2H2O
Фиолетовый
CoCl2· 4H2O
Темно-красный
CoCl2· 6H2O
Розовый
CoCl2
Голубой
Переход полугидрата сульфата кальция в дигидрат лежит в основе
затвердевания гипса:
CaSO4 ∙0.5H2O + 1.5H2O = CaSO4∙2H2O

16. 16
Механизм электролитической диссоциации
Диссоциация в водном растворе
Гидратация бывает крайне экзотермической. Например, при добавлении
воды к серной кислоте или щелочи, теплоты, выделившейся за счет
гидратации, достаточно для того, чтобы добавленная вода закипела.
Поэтому при приготовлении растворов этих веществ следует
добавлять их небольшими порциями, при перемешивании, в воду,
чтобы выделившееся тепло успевало рассеяться.
Вода
Серная кислота

17. 17
Механизм электролитической диссоциации
Диссоциация в водном растворе
Н Cl
Молекула HCl
δ+ δ-
Диссоциация полярной молекулы
Н+ Cl-
Диссоциированные ионы
И.Е. Репин «Бурлаки на Волге»
Н+

18. 18
Механизм электролитической диссоциации
Диссоциация в расплаве
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Cl-
Cl-
Cl-
Cl-
Cl-
Na+
Na+
Na+
Cl-
Cl-
Cl-
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Cl-
Cl-
Cl-
Cl-
Cl-
Cl-
Cl-
Cl-
Na+
Cl-
Cl-
Na+
Cl-
Na
+
Кристалл Плавление Расплав
Нагревание

19. 19
Степень электролитической диссоциации
Для количественной оценки склонности электролита к
диссоциации вводится понятие степень диссоциации α.
Степень диссоциации (Степень диссоциации (αα)) – это величина показывающая долю
продиссоциировавших молекул (или других структурных
фрагментов для веществ немолекулярного строения) к
общему числу молекул растворенного вещества.
α =
υ (распавшихся)
υ (общее)
(× 100%)
α - безразмерная величина

20. 20
Классификация электролитов
Сильные электролиты
α> 30%*
(кажущееся значение)
Все соли, сильные
неорганические кислоты,
щелочи
KCl, Na2SO4, K3[Fe(CN)6],
HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4,
HClO4, NaOH, Ca(OH)2
Электролиты средней силы
30% > α > 3%
Неорганические кислоты
средней силы, органические
кислоты
HNO2, H2SO3, CCl3COOH,
HCOOH
Слабые электролиты
3% > α
Слабые органические и
неорганические кислоты,
нерастворимые основания,
вода
H2CO3, H2S, H2SiO3, HCN,
СH3COOH, C6H5COOH
Cu(OH)2, Fe(OH)3, H2O
Неэлектролиты
α = 0
Неполярные и слабополярные
органические и неорганические
соединения
H2, O2, CH4, C6H12O6,
C6H6, CO, N2O, CH3OCH3
* Степень диссоциации зависит от концентрации раствора и температуры

21. 21
Зависимость степени диссоциации от
концентрации электролита
С ростом концентрации степень диссоциации уменьшается, так как на
каждую молекулу электролита приходится меньшее число молекул
растворителя:
Н Cl
Разбавленный раствор
Н Cl
Концентрированный раствор

22. 22
Уравнения электролитической диссоциации
Диссоциация сильного электролита происходит нацело:
NaCl = Na+
⋅aq + Cl-
⋅aq Символ .aq (от лат. aqua – вода) показывает,
что образующиеся ионы гидратированны
Часто этот символ опускают и пишут просто:
NaCl = Na+
+ Cl-
Аналогичным образом записывают диссоциацию в расплаве:
NaCl(распл.) = Na+
+ Cl-
Для слабых электролитов диссоциация является обратимым процессом:
CH3COOH % H+
+ CH3COO-
Любой обратимый процесс характеризуется константой равновесия

23. 23
Константа диссоциации слабого электролита
CH3COOH % H+
+ CH3COO-
Для процесса диссоциации уксусной кислоты:
Запишем константу равновесия (в данном случае константу диссоциации):
][
]][[
)(
)()(
3
3
3
3
COOHCH
COOCHH
COOHCHC
COOCHCHС
KД
−+−+
=
⋅
=
При диссоциации уксусной кислоты образуется одинаковое количество ионов
водорода и ацетат ионов, следовательно их концентрации равны:
][
][
][][
3
2
3
COOHCH
H
KCOOCHH Д
+
−+
=⇒=
)1()(][
)(][][
33
33
α
α
−⋅=
⋅== −+
COOHCHСCOOHCH
COOHCHСCOOCHH
общ
общИспользуем определение
степени диссоциации:
Подставим полученные значения в выражение для
константы диссоциации

24. 24
общ
общ
общ
Д С
COOHCHС
COOHCHС
COOHCH
H
K ⋅
−
=
−⋅
==
+
)1()1()(
)(
][
][ 2
3
22
3
3
2
α
α
α
α
Закон разведения Оствальда
Константа диссоциации электролита не зависит от
концентрации раствора (этот закон справедлив только
для слабых электролитов!).
Вильгельм Фридрих Оствальд
Константа диссоциации слабого электролита
общД СK ⋅
−
=
)1(
2
α
α

25. 25
Электролитическая теория кислот и оснований
(теория Аррениуса)
КислотаКислота – это электролит, при диссоциации которого, в качестве
катионов, образуются только ионы водорода Н+
HHCl,Cl, HH22SOSO44,, HHNONO33,, HHClOClO44,, HH22SS
ОснованиеОснование – это электролит, при диссоциации которого, в качестве
анионов, образуются только гидроксид ионы ОН-
NaNaOHOH, K, KOHOH, Ca(, Ca(OHOH))22, NH, NH44OHOH, Ba(, Ba(OHOH))22
HCl = H+
+ Cl-
NaOH = Na+
+ OH-

26. 26
Ступенчатая диссоциация
Многоосновные кислоты (и многокислотные основания) диссоциируют
ступенчато:
I ступень: H3PO4 % H+
+ H2PO4
-
II ступень: H2PO4
-
% H+
+ HPO4
2-
III ступень: HPO4
2-
% H+
+ PO4
3-
За счет кулоновского взаимодействия отрыв каждого последующего водорода
становится все сложнее и константа диссоциации, а, соответственно, и
сила кислоты уменьшаются
Кд = 7.1 ∙ 10 -3
- сильная
Кд = 6.2 ∙ 10 -8
- слабая
Кд = 5.0 ∙ 10-13
– очень слабая
Константу диссоциации кислот называют также константой кислотности
Ка (индекс ‘а’ происходит от англ. acid - «кислота»)
Константу диссоциации оснований называют также константой основности
Кb (индекс ‘b’ происходит от англ. base - «основание»)

27. 27
Автопротолиз воды
Вода является очень слабым электролитом и в очень небольшой степени
распадается на ионы водорода Н+
и гидроксид-ионы ОН-
Н2O % H+
+ OН-
Процесс самопроизвольного распада чистого вещества на ионы называют
самоионизацией. Если самоионизация сопровождается образованием иона
водорода, то такой процесс называют автопротолизом.
Процесс диссоциации воды характеризуется константой равновесия:
16
2
108.1
][
]][[ −
−+
⋅==
OH
OHH
KД
Однако учитывая, что концентрация непродиссоциировавшей воды практически
равна ее общей концентрации (с очень хорошей точностью), которую легко
вычислить:
1 л воды – 1000 г 0 в 1 л содержится 1000 г :18 г/моль = 55.56 моль воды,
таким образом концентрация воды в воде равна 55.56 моль/л

28. 28
Автопротолиз воды
Поскольку это значение постоянно его вносят в константу равновесия:
1416
2 1056.55108.1]][[][ −−−+
=⋅⋅=== OHHOHKK ДW
14
10−
=WK
Полученное значение называют константой автопротолиза или ионным
произведение воды Kw (индек ‘w’ происходит от англ. water – «вода»).
Оно постоянно для воды и водных растворов и зависит только от
температуры
Поскольку в чистой воде число гидроксид-ионов равно числу ионов
водорода, легко вычислить их концентрации
лмольKOHH W /1010][][ 714 −−−+
====

29. 29
Кислотность среды
Кислотность среды обусловлена ионами водорода Н+
На самом деле в водных растворах иону водорода
соответствует ион оксония Н3О+
Ион оксония
О
Н
Н
Н
+sp3
– гибридизация
Для краткости ион оксония Н3О+
обозначают просто как ион водорода Н+
Помните что это обозначение условно!

30. 30
Кислотность среды
Концентрация ионов водорода является количественной
оценкой кислотности среды
Нейтральная среда: [H+
] = [OH-
] = 10-7
M (как в чистой воде)
Кислая среда: [H+
] > 10-7
M, [OH-
] < 10-7
M
Щелочная среда: [H+
] < 10-7
M, [OH-
] > 10-7
M
Изменение соотношения ионов Н+
и ОН-
вызвано наличием в среде
кислоты или основания Аррениуса
HCl = H+
+ Cl-
(дополнительные H+
) – кислая среда
NaOH = Na+
+ OH-
(дополнительные OH-
)- щелочная среда

31. 31
Кислотность среды
Чтобы сделать численное выражение кислотности более удобным
введено понятие водородного показателя pH – отрицательного
десятичного логарифма концентрации ионов водорода
pH = –lg[H+
]
Нейтральная среда: [H+
] 10-7
M 0 pH = 7
Кислая среда: [H+
] > 10-7
M 0 pH < 7
Щелочная среда: [H+
] < 10-7
M 0 pH > 7

32. 32
Индикаторы
Органические вещества обратимо меняющие свою
окраску в зависимости от кислотности среды
называют кислотно-основными индикаторами
Важнейшие индикаторы
Индикатор Кислая среда Нейтральная среда Щелочная среда
Лакмус Красный Фиолетовый Синий
Метилоранж Розовый Оранжевый Желтый
Фенолфталеин Бесцветный Бесцветный Малиновый
Существует огромное количество других индикаторов: конго красный, бромтимоловый синий,
бромкрезоловый зеленый и многие другие

33. 33
Индикаторы
Для более точного определения рН используют смесь различных
индикаторов называемую универсальным индикатором
Для определения рН с помощью универсального индикатора
необходимо сравнить его окраску с эталонной цветовой шкалой

34. 34
Индикаторы
Для еще более точного определения рН используют прибор
называемый рН-метром.

35. 35
Основные понятия рассмотренные в лекции
Автопротолиз
Водродный показатель
Гидратация
Диполь
Закон Оствальда
Индикатор
Ионное произведение воды
Константа диссоциации
Константа кислотности
Кристаллогидрат
Неэлектролит
Оксоний
Самоионизация
Сольватация
Степень диссоциации
Электролит
Электролитическая диссоциация