Helpos.com - Архив от реферати и дипломни работи

Helpos.com >> Архив >> Химия >> Тема преглед >> HTML преглед на файла
топ търсения

Курсова работа

Електролитна дисоциация

2007 г.
Съдържание

 

1. СЪЩНОСТ НА ЕЛЕКТРОЛИТНАТА ДИСОЦИАЦИЯ.. 3

2. МЕХАНИЗЪМ НА ЕЛЕКТРОЛИТНАТА ДИСОЦИАЦИЯ.. 6

3. СИЛНИ И СЛАБИ ЕЛЕКТРОЛИТИ.. 8

3.1.    СЛАБИ ЕЛЕКТРОЛИТИ.. 8

3.2.    СИЛНИ ЕЛЕКТРОЛИТИ.. 8

4. ПРОТОННА ТЕОРИЯ ЗА КИСЕЛИНИТЕ И ОСНОВИТЕ. 10

ЛИТЕРАТУРА.. 12


1. СЪЩНОСТ НА ЕЛЕКТРОЛИТНАТА ДИСОЦИАЦИЯ

 

Водните разтвори на електролити (киселини, основи и соли) се отклоняват от теорията на разредените разтвори чрез повишаване на осмотичното налягане и температурата на кипене и понижаване на парното налягане и температурата на замръзване. Тези отклонения се обясняват с теорията на електролитната дисоциация. Причината е спонтанното разпадане (дисоциация) на молекулите на тези вещества, наречени електролити. Те представляват вещества с йонна или полярна химична връзка. Като неелектролити са известни веществата (главно органични) с ковалентна химична връзка.

Същността на електролитната дисоциация на водни разтвори на елекролити се заключава в следните основни положения:

1. При разтваряне във вода електролитите се разпадат спонтанно на положително и отрицателно заредени йони - катиони и аниони.

2. Електролитите се разпадат в различна степен в зависимост от природата и концентрацията на електролита, природата на разтворителя и температурата на разтвора.

3. Под действие на постоянен електричен ток катионите се придвижват към катода, а анионите - към анода.

Според хидратната теория на Менделеев и Каблуков електролитната дисоциация е резултат на сложно взаимодействие на водните молекули с тези на електролита. В разтвора се установява динамично равновесие между молекулите на електролита и неговите йони.

Опитните данни за електропроводността на електролитите показват, че за даден момент само част от молекулите на електролита са дисоциирани на йони. Затова се въвежда понятието степен на електролитна дисоциация, което показва каква част от всички разтворени молекули на електролита са разпаднати на йони:

                    

където           a - степен на електролитна дисоциация

                        n - броят на молекулите, дисоциирани на йони

                        N - броят на всички разтворени молекули

Степента на електролитна дисоциация зависи от природата на електролита и на разтворителя, от концентрацията и температурата на разтвора и др. Изразява се с число от 0 до 1 или в проценти. В зависимост от степента на електролитна дисоциация електролитите се делят на силни (a>30%), средни (3%<a<30%) и слаби (a<3%). Степента на електролитната дисоциация на силните електролити се изменя сравнително слабо с повишаване на концентрацията на разтвора. Докато степента на електролитната дисоциация на слабите електролити с разреждане на разтвора първоначално нараства (поради увеличаване на контакта между молекулите на разтворителя и тези на електролита), а след това намалява (поради увеличаване на разстоянието между молекулите при големи разреждания).

Според количествената теория на Сванте Аренус киселина е веществото което се дисоциира във водни разтвори и дава водородни йони, а основа е вещество което при дисоциациацията и се получават хидроксилни йони. Определението за киселини обаче може да се използва само във водни разтвори също така и преценката на тяхната сила по дисоциационната константа. Теорията на Брюнсет и Лаури, в чиято основа е взаимодействието киселина и основа + протон. Според него всяко вещество, което може да отдаде протон е киселина а основа това което може да приеме отдадения протон. И така изискването за водни разтвори отпада т. е. престава да бъде ограничение. Всяко вещество може да се окаже и киселина, или основа в зависимост от взаимодействието в което участва. Електронната дисоциация според Брюнсет Лаури е взаимодействието от киселинно основен пит. Разтворителя играе роля на киселина или основа във взаимодействието киселина 1 + основа 2 + основа 1 + киселина 2 .Теорията на Брюнсет и Лаури не е теория която може да се разпростре върху всички вещества защото не всички вещества могат да отдават или да приемат протони. За водни разтвори теорията на Аренус поради своята простота и достатъчна точност дава задоволителни резултати. Тя трябва да се използва в нейната съвременна форма – като взаимодействие между разтв. и електролита. Определяща роля на протоните при дефинирането на киселини се пренебрегва при солватаната теория. Тя е предложена от Кадри и Елзи (1928). Според тази теория киселина е вещество, което при своята собствена дисоцосиация и след взаимодействие с разтворителя дава катион, какъвто се получава при собствената дисоциация на разтворителя, а основа е вещество което дава анион при същите условия на разтворителя. При водата тази теория се препокрива с теорията на Аренус. При дисоциация на водата се получават хидрокониеви и хирдоксилни йони. Според Люис онова е всяко вещество което е способно да даде готова електронна двойка за формиране на ковалентна връзка, а киселина вещество което я приема. В такъв Случай неутрализацията е процес на делокализация свързан с формирането на връзката. Определението на Люис разширява твърде много кръга на киселините и основите. Тези всички теории имат своите предимства и недостатъци и нормират конкретни задачи в химията.

В началото на миналия век Майкъл Фарадей е установил, че водните разтвори на киселини, основи и соли имат свойството да провеждат електрическия ток, докато много други вещества - например някои органични съединения като захар, спирт, глицерин и др. - не го провеждат. Освен това при провеждането на постоянен (прав) електрически ток електролитите (според Фарадей) се разлагат, като съставните им части се привличат от електродите и там се отделят било в първоначалното си състояние, било като вторични продукти. Тези съставни части на електролита, които се движат към електродите, Фарадей нарича йони и то привличащите се от катода - катиони, а тези от анода - аниони. Според Фарадей йоните не съществуват в разтвора, а се получават под разложителното действие на електрическия ток. Самото явление той нарича електролиза и установява законите, по които се извършват електролизните процеси.

От съвременно гледище електролитите са вещества, които спонтанно се разпадат на йони в разтвор или стопилка. Те имат йонно-кристална решетка или силно полярни молекули. Такива вещества са киселините, основите и солите. Противно на електролитите, неелектролитите са вещества, чиито водни разтвори или стопилки не съдържат йони. Най-често неелектролитите са вещества с ковалентна връзка, които имат слабо полярни или неполярни молекули. В техните водни разтвори се съдържат само хидратирани молекули. Неелектролити са захарта, алкохолът, нишестето, кислородът и др.

Една от най-важните предпоставки за теорията на електролитната дисоциация (ТЕД) представляват изследванията на Вант Хоф върху осмотичните свойства на разтвори на електролити и неелектролити. Той установява, че откритият от него закон за осмотичното налягане е равно на C.R.T не се спазва при разтвори на електролити, като опитно измереното налягане е по-голямо от теоретично изчисленото по горното уравнение.

За да избегне това несъответствие Вант Хоф въвежда един поправъчен коефициент i = i.C.R.T, който се нарича изотоничен коефициент или коефициент на Вант Хоф и се определя експериментално.

Така например в разтвор на оцетна киселина, която частично се дисоциира на йони изотоничният коефициент е по-голям от единица, но значително по-малък от 2, тъй като само една малка част от молекулите СН3СООН при дисоциацията си дават две частици - два йона.

В разтворите на разтворимите соли или силните киселини и основи (т.нар. силни електролити), опитно измереното осмотично налягане може да бъде 2, 3 и дори 4 пъти по-голямо от теоретично изчисленото. Това противоречие между теоретичните и експерименталните резултати Арениус обяснява, като пръв изказва идеята, че в разтворите на електролити се съдържат свободни йони, а не както твърди Фарадей, че йоните се получават под разложителното действие на електрическия ток.

Въз основа на свои експериментални данни по проводимостта на разтвори на електролити, Арениус идва до извода, че в техните водни разтвори се съдържат активни (дисоциирани) частици и неактивни (недисоциирани) частици. Активните частици на разтвора провеждат електрическия ток, а неактивните - не го провеждат.

Спонтанното разпадане на електролитите на разноименно заредени йони в разтвори или стопилки, Арениус нарича електролитна дисоциация.

Идеята за наличие на готови йони в разтворите на електролити логично обяснява по-високите стойности на осмотичното налягане в техните разтвори. Наличният брой на частичките е причина за по-високите стойности на осмотичното налягане, защото концентрацията в закона на Вант Хоф се оказва концентрация на частичките (“частичкова концентрация”). От друга страна зарядът на йоните е причина за електропроводимостта на разтворите и стопилките на електролитите.

През 1887 г. Арениус съпоставя данните за изотоничния коефициент, изчислен от него и получен експериментално и показва, че в повечето случаи данните съвпадат. Този момент се счита за доказателство и рождена дата на съвременната теория за електролитната дисоциация.

 

2. МЕХАНИЗЪМ НА ЕЛЕКТРОЛИТНАТА ДИСОЦИАЦИЯ

 

Разтварянето на твърдите веществата във вода се дължи преди всичко на строежа на водните молекули. Те са силно полярни и затова между частиците на веществото (молекули или йони) и водните молекули възникват сили на привличане. В резултат на това частиците се откъсват от кристала и преминават в разтвора. Силите на привличане между водните молекули и разтворените частици продължават да действат и в разтвора. В резултат на това всяка разтворена частица се оказва обградена от полярните молекули на водата. Образуват се сложни групировки, наречени хидрати.

Процесът, при който полярните водни молекули обграждат частиците на разтвореното вещество и образуват с тях сложни групировки - хидрати, се нарича хидратация.

Хидратацията е частен случай на процес с по-общо означение солватация - характерен за всички разтворители с полярни молекули. Респективно по-общото означение на групировките между молекулите на разтворителя и частиците на разтвореното вещество е солвати.

Солватите (в частност хидратите) нямат точно определен състав, т. е. нямат характер на химични съединения. Една разтворена частица може да бъде хидратирана с различен брой водни молекули. Поради това хидратацията не се изразява посредством химични уравнения.

Електролитите в най-общия случай са вещества с йонна или полярна ковалентна връзка, поради което електролитната дисоциация протича спонтанно в среда на полярни разтворители, какъвто разтворител е водата. При това дисоциацията е толкова по-голяма, колкото по-голяма е полярността на молекулите на разтворителя, тъй като тази полярност засилва солватиращото (в частност при водата хидратиращото) и дисоцииращо им действие.

Дисоциацията на съединенията с полярна връзка протича по-сложно и преминава през няколко етапа - солватация (хидратация), йонизация и дисоциация:

Според състава си йоните, които се образуват при електролитната дисоциация биват: прости - H+ , Na+ , Ca2+ , Al3+ , Cl , S2 и др., или сложни - OH , NH4+ , SO42 , NO3 , PO43 и др. Свойствата на йоните са коренно различни в сравнение със свойствата на съответните атоми. Така например хлорът Cl2 е жълто зелен газ, с остра неприятна миризма, силно отровен - едно от първите бойни отровни вещества. Хлоридните йони Cl са без цвят, не са отровни и както е известно човек приема ежедневно хлоридни йони чрез храната (например чрез готварската сол ). Подобни примери могат да се дадат за всички йони.

В разтвор или в стопилка йоните се движат хаотично и са равномерно разпределени в целия обем. Под действието на постоянен електричен ток, йоните придобиват насочено движение към съответните електроди с противоположен заряд.

 

3. СИЛНИ И СЛАБИ ЕЛЕКТРОЛИТИ

3.1.    СЛАБИ ЕЛЕКТРОЛИТИ

 

Слабите електролити са такива електролити, които се дисоциират частично и във водния им разтвор има наличие както на йони, така и на цели молекули.

Слаби електролити са повечето органични киселини, както и някои неорганични киселини като H2CO3 , H2SO3 , H2S , HCN , H2O2 . Слаб електролит е и водата Н2О . Към слабите електролити принципно може да се отнесат H3РO4 и HF .

Както бе показано по-горе, във воден разтвор на един слаб електролит при дадена температура се установява динамично равновесие между процеса на дисоциация и процеса на моларизация.

Съгласно закона за разреждането, при разреждане на разтвор от слаб електролит расте, тъй като се намалява концентрацията на йоните и от там вероятността за среща и взаимодействие между тях (процеса моларизация). В резултат на това, динамичното равновесие се изтегля в полза на процеса на дисоциация. Трябва обаче да се подчертае, че при дадена температура тези промени в равновесните концентрации на йоните и недисоциираните молекули на слабия електролит не променят стойността на дисоциационната константа Кд , чиято стойност зависи единствено от външния фактор температура.

3.2.    СИЛНИ ЕЛЕКТРОЛИТИ

 

Силните електролити са такива вещества, които във водни разтвори напълно са дисоциирани на йони. Следователно в такива разтвори равновесието между процесите на дисоциация и моларизация е изтеглено по посоката на пълна дисоциация, която представлява практически необратим процес и няма наличие на цели молекули от електролита.

При разглеждането на разтворите на силните електролити трябва да се отчита фактът, че при еднакви концентрации на разтворените електролити, концентрацията на йоните е значително по-голяма в сравнение с разтворите на слабите електролити. Във връзка с тази значителна концентрация на йони, разтворите на силните електролити показват някои аномални свойства, които на пръв поглед заблуждават относно наличие на прилика със свойствата на слабите електролити.

Така например електропроводимостта на тези разтвори е по-малка от очакваната (изчислената) за пълна дисоциация и формално отговаря на наличие на степен на електролитна дисоциация, която в случая се нарича привидна. Освен това тази привидна степен на електролитна дисоциация расте с разреждането, което е характерно за разтворите на слабите електролити.

Тези аномални свойства могат да бъдат обяснени с голямото електростатично взаимодействие, което съществува между йоните в техните разтвори благодарение на значителна им концентрация. В резултат на това взаимодействие всеки йон се оказва обграден от противоположни по заряд йони, които образуват т.нар. йонна атмосфера или йонен облак. Противойоните които се намират около централния йон, образуват дифузионен слой - плътността на йонната атмосфера около централния йон е най-голяма, като постепенно намалява с увеличаване на разстоянието. Разбира се в един реален разтвор картината е много по-сложна, тъй като такива йонни облаци или йонни атмосфери се образуват около всички йони - както положителни, така и отрицателни. Освен това такава една картина на йонен облак не е статична, а е динамична, поради непрекъснатото хаотично движение на йоните.

Когато в такъв разтвор се поставят електроди и се включи прав ток, то йоните се отправят към съответните полюси, но йонната атмосфера оказва пречещо дейстие при това придвижване. Освен това ако даден йон се “отскубне” от една йонна атмосфера, той веднага попада под пречещото действие на друга йонна атмосфера и т.н. В резултат йоните пристигат с известно закъснение до електродите, с което се обяснява по-ниската електропроводимост на тези разтвори. Във връзка с този факт е очевидно, че при разреждане разтвора се намалява концентрацията на йоните, което води до намаляване плътността на йонната атмосфера и нейното пречещо действие при насоченото движение на йоните към полюсите на електродите. В крайна сметка това води до повишаване на електропроводимостта на разтвора.

Високата йонна концентрация в разтворите на силните електролити, която е причина за междуйонните взаимодействия в разтвора, неминуемо дава отражение върху химичната активност на разтворите на силните електролити. Оказва се, че при такива взаимодействие тези разтвори се отнасят така, като че ли тяхната концентрация е по-малка.

 

4. ПРОТОННА ТЕОРИЯ ЗА КИСЕЛИНИТЕ И ОСНОВИТЕ

 

Теорията на Арениус за киселините и основите, или т.нар. класическа теория, задоволително обяснява всички факти за водни разтвори на киселини и основи. В други – не водни разтвори се наблюдават явления, които противоречат на тази теория.

Едно правилно тълкуване на киселинно-основните равновесия както във водни, така и в не водни разтворители е дадено от Брьонстед и независимо от него от Лаури (1923 г.). Счита се, че по-голямата заслуга за развитието на тази теория принадлежи на Брьонстед и затова тя се свързва главно с неговото име.

Според Брьонстед във всяко киселинно-основно равновесие централна роля играе протонът (водородният йон Н+) и затова теорията се нарича “протонна” . В литературата се среща и названието “протолитична”, но напоследък повече се възприема краткото и ясно название “протонна”, което освен това подчертава още повече ролята на протона.

Според протонната теория киселината (означава се с а от думата acid = киселина) е съединение, което отдава протон и се превръща в основа, а основата (означава се с b от думата base = основа) е съединение, което приема протон и се превръща в киселина:

Киселината и основата се намират във взаимно зависимо равновесие и образуват т.нар. спрегната система (спрегната чрез протон). Следователно основната разлика между теорията на Арениус и Брьонстед е, че хиодроксидните йони въобще не се третират или както се казва йонът ОН е “детрониран”.

При последните два примера НСО3 играе роля както на киселина, така и на основа. Такива протолити, които могат да отдават и да приемат протон се наричат амфолити.

Равновесните процеси показани по-горе, не могат да съществуват сомостоятелно, изолирано, защото протонът Н+ е много реактивоспособна частица, поради малкия си радиус и относително големия положителен заряд (+1) - аналогично на електрона, но зарядът е противоположен.

Ето защо показаните равновесия между киселините и спрегнатите им основи се наричат киселинно-основни полуреакции.

Киселинно-основното взаимодействие представлява процес на преразпределение на протони между две протолитни системи (киселинно-основни двойки), при което свободен протон в системата не може да остане Реалният киселинно-основен процес се нарича протолиза или протолизно равновесие.

Въз основа на протонната теория, киселинно-основните равновесия по Арениус претърпяват известно различие при тяхното записване:

1. На първо място трябва да се има предвид, че във водна среда протонът реално съществува като хидратиран протон или т.нар. “хидроксониев йон” (или по-точно “хидрониев йон”).

 

Н+ Н2О Н3О+

От тук и величината рН се дефинира като отрицателен десетичен логаритъм от концентрацията на хидроксониевите йони:

pH = lg CH3O+

2. Дисоциацията на водата се записва като процес на обмяна на протон между две водни молекули. Благодарение на свойствата си на амфолит, едната водна молекула играе роля на киселина, а другата - на основа:

Следователно хидроксониевият йон Н3О+ е спрегната киселина, а хидроксидният йон ОН е спрегната основа на амфолита вода. Поради това този равновесен процес се нарича процес на автопротолиза, а неговата равновесна константа Кw (йонното произведение на водата) се нарича константа на автопротолиза.

3. Дисоциацията на киселините във вода по Брьонстед се изразява като се имат предвид свойствата на водата като амфолит, при което водната молекула играе роля на основа, приема протона на киселината и се превръща в спрегнатата си киселина Н3О+ .


ЛИТЕРАТУРА

 

1.      Д. Лазаров, Неорганична химия, Унив. изд "Св. Кл. Охрид-ски", София, 2003 г.

2.      Ел. Киркова, Обща химия, Унив. изд. "Св. Кл. Охридски", София 2001 г.

3.      Б. Дякова, Обща химия, Унив. изд. "Св. Кл. Охридски", София 1995 г.

4.      Л. Генов, М. Манева-Петрова, Неорганична химия I част, изд."Наука и изкуство", София 1989 г.

5.      Н. Ахметов, Общая и неорганическая химия, изд."Высшая школа", Москва 1981 г.

6.      Ф. Котън, Дж.Уилкинсън, Съвременна неорганична химия, изд."Наука и изкуство" I; част, София 1977 г.


Търси за:

Helpos.com >> Архив >> Химия >> Тема преглед >> HTML преглед на файла
топ търсения

.

Copyright © 2002 - 2019 Helpos.com
Архив от реферати, курсови работи, дипломни работи, есета

counter counter ]]> eXTReMe Tracker