IN Anfang des 19. Jahrhunderts Jahrhundert wurde die Fähigkeit von Lösungen vieler Substanzen festgestellt, elektrischen Strom zu leiten (entdeckt von Michael Faraday). Eine Untersuchung der elektrischen Leitfähigkeit von Lösungen zeigte, dass Lösungen und Schmelzen vieler Stoffe (z. B. Tisch salz) leiten elektrischen Strom. Aber destilliertes Wasser kristalline Substanzen und Lösungen einiger anderer Substanzen (z. B. Saccharose) leiten keinen elektrischen Strom – die Glühbirne leuchtet nicht, wenn der Stromkreis geschlossen ist.
Stoffe, die elektrischen Strom leiten, werden genannt Elektrolyte , nichtleitende Stoffe – . Elektrolyte werden in starke und schwache unterteilt. Starke leiten den Strom gut, die Glühbirne brennt hell, schwache leiten den Strom schlecht, die Glühbirne brennt schwach, beispielsweise in einer Essigsäurelösung (siehe Abbildung).

Was ist der Grund für die elektrische Leitfähigkeit? Warum leiten manche Stoffe Strom und andere nicht?

Elektrischer Strom ist die gerichtete Bewegung geladener Teilchen unter dem Einfluss einer Potentialdifferenz. Elektrischer Strom wird in Metallen durch Elektronen erzeugt; Elektronen sind Ladungsträger. Und in Lösungen und Schmelzen wird Ladung übertragen Ionen . Stoffe, die in einer Lösung in Ionen zerfallen oder schmelzen und elektrischen Strom leiten, werden Elektrolyte genannt.

Erinnern! Elektrolyte – Stoffe, die in Lösungen elektrischen Strom leiten. Elektrolyte in Lösungen zerfallen in geladene Teilchen – Ionen, die sich zu den Elektroden bewegen können. Das ist der Grund elektrischer Strom in Lösungen.

Die chemische Bindung in Elektrolyten ist ionisch oder kovalent, stark polar (Salze, Säuren, Basen).

Nichtelektrolyte sind Stoffe, die in Lösungen keinen elektrischen Strom leiten. Die Bindung in solchen Stoffen ist kovalent, unpolar und schwach polar. Beim Auflösen bilden sie keine Ionen, sondern Moleküle, die beispielsweise keinen elektrischen Strom leiten können. organische Substanz(Saccharose, Benzin, Alkohol).

Theorie der elektrolytischen Dissoziation wurde 1887 von Svante Arrhenius formuliert, ist aber auch heute noch relevant. Die wichtigsten Bestimmungen dieser Theorie:

1. Wenn Elektrolyte in Wasser gelöst (oder geschmolzen) werden, zerfallen sie in positiv und negativ geladene Ionen (vorbehaltlich der elektrolytischen Dissoziation).
2. Unter dem Einfluss von elektrischem Strom bewegen sich Kationen zur Kathode (-) und Anionen zur Anode (+).
3. Elektrolytische Dissoziation- Der Prozess ist reversibel.
4. Bestimmt wird die Stärke des Elektrolyten (wie vollständig die Zersetzung in Ionen erfolgt). Grad der Dissoziation, bezeichnet mit α (Alpha). Es zeigt das Verhältnis der Anzahl der in Ionen zerfallenen Moleküle (n) zu Gesamtzahl in Lösung eingeführte Moleküle (N). Sie variiert von 0 bis 1, oder vereinfacht gesagt von 0 bis 100 %. 0 bedeutet – es zerfällt überhaupt nicht in Ionen, 1 oder 100 % – alle Moleküle zerfallen in Ionen.

Der Grad der elektrolytischen Dissoziation (α) hängt von der Art des Elektrolyten und Lösungsmittels, der Temperatur und der Konzentration ab.

Je nach Dissoziationsgrad können Elektrolyte in starke, mittlere und schwache unterteilt werden.

Starke Elektrolyte haben einen Dissoziationsgrad α > 30 %, mäßige von 3 – 30 % und schwache – weniger als 3 %.

Alle gelösten Stoffe gelten als stark. Salze, alle Laugen und einige Säuren. In Lösung zerfallen diese Verbindungen fast vollständig in Ionen.

Denken Sie beim Schreiben von Dissoziationsgleichungen daran, dass die Nettoladung von Kationen und Anionen Null sein muss.

Diese Zersetzungsreaktionen in Ionen verlaufen irreversibel (nur in eine Richtung), die Ionen verbinden sich nicht wieder in das Kristallgitter und werden durch die diese Ionen umgebenden Wassermoleküle (Hydrathüllen) verhindert.

ZU mittelstarker Elektrolyt Dazu gehören Magnesiumhydroxid, Schwefelsäure und Phosphorsäure.
ZU schwache Elektrolyte, die nur teilweise in Ionen zerfallen, α< 3%, относят гидроксид аммония, угольную кислоту, сероводородную, уксусную кислоты и воду. Диссоциация слабых электролитов – обратимые процесс.

Es gibt zwei Hauptgründe für den Durchgang von elektrischem Strom durch Leiter: entweder aufgrund der Übertragung von Elektronen oder aufgrund der Übertragung von Ionen. Elektronische Leitfähigkeit ist vor allem Metallen eigen. Die Ionenleitfähigkeit ist vielen chemischen Verbindungen mit ionischer Struktur eigen, beispielsweise Salzen im festen oder geschmolzenen Zustand sowie vielen wässrigen und nichtwässrigen Lösungen.

Alle Stoffe durch ihr Verhalten in Lösungen normalerweise in zwei Kategorien unterteilt:

a) Stoffe, deren Lösungen ionische Leitfähigkeit besitzen (Elektrolyte);

b) Stoffe, deren Lösungen keine Ionenleitfähigkeit aufweisen (Nicht-Elektrolyte).

Zu den Elektrolyten zählen die meisten anorganischen Säuren, Basen und Salze. Zu den Nichtelektrolyten zählen viele organische Verbindungen zB Alkohole und Kohlenhydrate.

Es stellte sich heraus, dass Elektrolytlösungen im Vergleich zu den entsprechenden Werten für ein reines Lösungsmittel oder für eine Lösung eines Nichtelektrolyten im gleichen Lösungsmittel niedrigere Schmelzpunkte und höhere Siedepunkte aufweisen. Um diese Tatsachen zu erklären, schlug Arrhenius vor Theorie der elektrolytischen Dissoziation.

Unter elektrolytische Dissoziation bezeichnet den Abbau von Elektrolytmolekülen in Lösung unter Bildung positiv und negativ geladener Ionen – Kationen und Anionen. Beispielsweise dissoziiert ein Molekül Essigsäure in einer wässrigen Lösung wie folgt:

CH 3 COOH CH 3 COO - + H +

Der Dissoziationsprozess ist in allen Fällen reversibel, daher wird beim Schreiben der Gleichungen für die Dissoziationsreaktion das Reversibilitätszeichen verwendet. Verschiedene Elektrolyte dissoziieren in unterschiedlichem Ausmaß in Ionen. Die Vollständigkeit der Zersetzung hängt von der Art des Elektrolyten, seiner Konzentration, der Art des Lösungsmittels und der Temperatur ab.

Starke und schwache Elektrolyte. Grad der Dissoziation. Dissoziationskonstante. Dissoziationsgrad α angerufen - das Verhältnis der Anzahl der in Ionen zerfallenen Moleküle (n) zur Gesamtzahl der gelösten Moleküle (n 0).

α = (n/n 0)?100

Der Dissoziationsgrad kann zwischen 0 und 1 variieren, von keiner Dissoziation bis zur vollständigen Dissoziation. Je nach Dissoziationsgrad werden schwache und starke Elektrolyte unterschieden. ZU schwach Zu den Elektrolyten zählen Stoffe, deren Dissoziationsgrad in 0,1 M Lösungen weniger als 3 % beträgt; Wenn der Dissoziationsgrad in einer 0,1 M Lösung 30 % überschreitet, wird ein solcher Elektrolyt genannt stark. Elektrolyte, deren Dissoziationsgrad im Bereich von 3 % bis 30 % liegt, werden als Elektrolyte bezeichnet mittlere Stärke.

Zu den starken Elektrolyten gehören die meisten Salze, einige Säuren – HCl, HBr, HI, HNO 3, HClO 4, H 2 SO 4 und Basen von Alkali- und Erdalkalimetallen – Alkalien LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2.

Die Gleichung für die Dissoziationsreaktion des Elektrolyten AA in K + -Kationen und A - -Anionen finden Sie in Gesamtansicht wie folgt vorliegen:

KA K + + A -

und Grad der Dissoziation α in diesem Fall kann es als Verhältnis der molaren Konzentration der gebildeten Ionen [K + ] oder [A – ] zu ausgedrückt werden Original molare Konzentration des Elektrolyten [AK] o, d.h.

Mit zunehmender Lösungskonzentration nimmt der Grad der Elektrolytdissoziation ab.

Mehrbasige Säuren und Basen dissoziieren schrittweise – zuerst wird eines der Ionen vom Molekül abgespalten, dann ein anderes usw. Jeder Dissoziationsschritt ist durch seine eigene Dissoziationskonstante gekennzeichnet.

Stufe I: H 2 SO 4 → H + + HSO 4 -

Stufe II: НSO 4 - Н + + SO 4 2-

Allgemeine Gleichung: H 2 SO 4 2H + + SO 4 2-

Der Prozess der elektrolytischen Dissoziation ist gekennzeichnet durch Dissoziationskonstante (K) . Für die Reaktion KA ist K + + A also die Dissoziationskonstante:

K = [K + ] ? [A - ]/[KA]

Es besteht ein quantitativer Zusammenhang zwischen der Konstante und dem Grad der elektrolytischen Dissoziation. Im gegebenen Beispiel bezeichnen wir die Gesamtkonzentration des gelösten Stoffes Mit und der Grad der Dissoziation α . Dann ist [K + ] = [A - ] = α?с und dementsprechend die Konzentration der undissoziierten Teilchen [CA] = (1 - α )Mit .

Wenn wir die Werte in den Ausdruck für die Dissoziationskonstante einsetzen, erhalten wir die Beziehung

Weil das Molare Konzentration ist dann gleich C = 1/V

Die gegebene Gleichung lautet mathematischer Ausdruck Ostwalds Zuchtgesetz: Die Dissoziationskonstante des Elektrolyten hängt nicht von der Verdünnung der Lösung ab.

Ionisches Produkt von Wasser. pH-Wert Lösung. Konstanter Wert der Wasserdissoziation K H2O = 1·10 -14 . Diese Konstante für Wasser heißt ionisch Produkt von Wasser, was nur von der Temperatur abhängt.

Gemäß der Reaktion H 2 OH + + OH - wird bei der Dissoziation von Wasser für jedes H + -Ion ein OH --Ion gebildet, daher sind in reinem Wasser die Konzentrationen dieser Ionen gleich: [H + ] = [ OH - ] = 10 -7 .

pH = -log[H + ]

Wässrige Lösungen haben einen pH-Wert im Bereich von 1 bis 14. Basierend auf dem Verhältnis der Konzentrationen dieser Ionen werden drei Arten von Medien unterschieden: neutral, sauer und alkalisch.

Neutrale Umgebung- eine Umgebung, in der die Ionenkonzentrationen [H + ] = [OH - ] = 10 -7 mol/l (pH = 7) betragen.

Saure Umgebung- ein Medium, in dem die Konzentration an [H + ]-Ionen größer ist als die Konzentration an [OH - ]-Ionen, d. h. [H + ] > 10 -7 mol/l (pH< 7).

Alkalische Umgebung- eine Umgebung, in der die Konzentration von [H + ]-Ionen geringer ist als die Konzentration von [OH - ]-Ionen, d. h. [H+]< 10 -7 моль/л (рН > 7).

Qualitativ werden die Reaktion des Mediums und der pH-Wert wässriger Elektrolytlösungen mithilfe von Indikatoren und einem pH-Meter bestimmt.

Wenn beispielsweise die Ionenkonzentration = 10 -4 mol/l, dann ist der pH-Wert = - log10 -4 = 4 und das Lösungsmedium ist sauer, und wenn die Ionenkonzentration [OH - ] = 10 -4 mol/l beträgt, dann [H + ] = ZU(H 2 O) - [OH - ] = 10 -14 - 10 -4 = 10 -10 und pH = - log10 -10 = 10 und die Lösung ist alkalisch.

Produkt der Löslichkeit. Die Auflösung eines Feststoffs in Wasser stoppt, wenn eine gesättigte Lösung entsteht, d. h. Es entsteht ein Gleichgewicht zwischen solide und Partikel derselben Substanz in Lösung. So zum Beispiel in gesättigte Lösung Es stellt sich ein Silberchlorid-Gleichgewicht ein:

AgCl fest Ag + aq + Cl - aq

In einer gesättigten Elektrolytlösung ist das Produkt der Konzentrationen ihrer Ionen ein konstanter Wert bei einer gegebenen Temperatur und dieser Wert charakterisiert quantitativ die Fähigkeit des Elektrolyten, sich aufzulösen, heißt es Löslichkeitsprodukt(USW).

PR(AgCl) = [Ag + ]

Löslichkeitsprodukt - Das Konstante, gleich dem Produkt der Ionenkonzentrationen eines schwerlöslichen Elektrolyten in seiner gesättigten Lösung. IN Allgemeiner Fall Für einen schwerlöslichen Elektrolyten der Zusammensetzung A m B n können wir schreiben: A m B n ↔ mA + nB

PR AmBn = [A] m ? [B]n

Wenn man die Werte der Löslichkeitsprodukte kennt, ist es möglich, Probleme im Zusammenhang mit der Bildung oder Auflösung von Niederschlägen bei chemischen Reaktionen zu lösen, was besonders für die analytische Chemie wichtig ist.

Haben Sie sich jemals gefragt, warum manche Lösungen Strom leiten und andere nicht? Jeder weiß zum Beispiel, dass es besser ist, beim Föhnen der Haare nicht zu baden. Schließlich ist Wasser ein guter Leiter für elektrischen Strom, und wenn ein funktionierender Haartrockner ins Wasser fällt, lässt sich das nicht vermeiden. Tatsächlich ist Wasser kein so guter Stromleiter. Es gibt Lösungen, die den Strom deutlich besser leiten. Solche Stoffe nennt man Elektrolyte. Hierzu zählen Säuren, Laugen und wasserlösliche Salze.

Elektrolyte – wer sind sie?

Es stellt sich die Frage: Warum übertragen Lösungen einiger Substanzen Strom, andere jedoch nicht? Es geht um geladene Teilchen – Kationen und Anionen. Beim Auflösen in Wasser zerfallen Elektrolyte in Ionen, die sich bei Einwirkung von elektrischem Strom in eine bestimmte Richtung bewegen. Positiv geladene Kationen bewegen sich in Richtung des Minuspols, der Kathode, und negativ geladene Anionen bewegen sich in Richtung des Pluspols, der Anode. Der Prozess der Zersetzung einer Substanz in Ionen beim Schmelzen oder Auflösen in Wasser wird stolz als elektrolytische Dissoziation bezeichnet.

Dieser Begriff wurde vom schwedischen Wissenschaftler S. Arrhenius geprägt, als er die Eigenschaften von Lösungen zur Stromübertragung untersuchte. Dazu schloss er einen Stoff durch eine Lösung kurz und überwachte, ob die Glühbirne anging oder nicht. Wenn eine Glühbirne aufleuchtet, bedeutet dies, dass die Lösung Strom leitet, was den Schluss zulässt, dass es sich bei dieser Substanz um einen Elektrolyten handelt. Bleibt die Glühbirne erloschen, leitet die Lösung keinen Strom, daher ist dieser Stoff kein Elektrolyt. Zu den Nichtelektrolyten zählen Lösungen aus Zucker, Alkohol und Glukose. Lösungen aus Kochsalz und Schwefelsäure leiten den Strom jedoch gut, daher kommt es in ihnen zu einer elektrolytischen Dissoziation.

Wie kommt es zur Dissoziation?

Anschließend wurde die Theorie der elektrolytischen Dissoziation von den russischen Wissenschaftlern I.A. entwickelt und ergänzt. Kablukov und V.A. Kistyakovsky, der zu seiner Begründung die chemische Lösungstheorie von D.I. anwendet. Mendelejew.

Diese Wissenschaftler fanden heraus, dass die elektrolytische Dissoziation von Säuren, Laugen und Salzen durch die Hydratisierung des Elektrolyten, also seine Wechselwirkung mit Wassermolekülen, erfolgt. Die dabei entstehenden Ionen, Kationen und Anionen werden hydratisiert, also mit Wassermolekülen verbunden, die sie in einem dichten Ring umgeben. Ihre Eigenschaften unterscheiden sich deutlich von unhydratisierten Ionen.

So findet in einer Lösung von Strontiumnitrat Sr(NO3)2 sowie in Lösungen von Cäsiumhydroxid CsOH eine elektrolytische Dissoziation statt. Beispiele für diesen Prozess können wie folgt ausgedrückt werden:

Sr(NO3)2 = Sr2+ + 2NO3 -,

diese. Bei der Dissoziation eines Moleküls Strontiumnitrat entstehen ein Strontiumkation und zwei Nitratanionen.

CsOH = Cs+ + OH-,

diese. Bei der Dissoziation eines Cäsiumhydroxidmoleküls entstehen ein Cäsiumkation und ein Hydroxidanion.

Die elektrolytische Dissoziation von Säuren erfolgt auf ähnliche Weise. Für Iodwasserstoffsäure kann dieser Prozess durch die folgende Gleichung ausgedrückt werden:

diese. Bei der Dissoziation eines Moleküls Jodwasserstoffsäure entstehen ein Wasserstoffkation und ein Jodanion.

Dissoziationsmechanismus.

Die elektrolytische Dissoziation von Elektrolytsubstanzen erfolgt in mehreren Stufen. Für Stoffe mit ionischer Bindung, wie NaCl, NaOH, umfasst dieser Prozess drei aufeinanderfolgende Prozesse:

erste Wassermoleküle mit 2 entgegengesetzte Pole(positiv und negativ) und einen Dipol darstellen, sind auf die Ionen des Kristalls ausgerichtet. Sie sind mit dem positiven Pol an das negative Ion des Kristalls und umgekehrt mit dem negativen Pol an das positive Ion des Kristalls gebunden;

dann werden die Kristallionen durch Wasserdipole hydratisiert,

und erst danach scheinen die hydratisierten Ionen auseinanderzulaufen verschiedene Seiten und beginnen sich zufällig in der Lösung zu bewegen oder zu schmelzen, bis sie von einem elektrischen Feld beeinflusst werden.

Bei Substanzen wie HCl und anderen Säuren ist der Dissoziationsprozess ähnlich, mit der Ausnahme, dass im Anfangsstadium aufgrund der Wirkung von Wasserdipolen ein Übergang von einer kovalenten Bindung zu einer ionischen Bindung stattfindet. Dies sind die Hauptpunkte der Theorie der Stoffdissoziation.

Die Fähigkeit von Lösungsmittelmolekülen, bei der elektrolytischen Dissoziation eine bestimmte Rolle zu spielen, wird auch von der makroskopischen Eigenschaft des Lösungsmittels – seiner Dielektrizitätskonstante (Diagramm der elektrolytischen Dissoziation) – beeinflusst.

Schmelzdissoziation

Unter dem Einfluss hoher Temperaturen beginnen die Ionen des Kristallgitters zu schwingen, die kinetische Energie nimmt zu und es kommt (bei der Schmelztemperatur des Stoffes) ein Moment, in dem sie die Wechselwirkungsenergie der Ionen überschreitet. Die Folge davon ist der Zerfall der Substanz in Ionen.

Klassische Theorie der elektrolytischen Dissoziation

Die klassische Theorie der elektrolytischen Dissoziation wurde 1887 von S. Arrhenius und W. Ostwald erstellt. Arrhenius hielt an der physikalischen Lösungstheorie fest, berücksichtigte die Wechselwirkung des Elektrolyten mit Wasser nicht und glaubte, dass in Lösungen freie Ionen vorhanden seien. Die russischen Chemiker I. A. Kablukov und V. A. Kistyakovsky nutzten die chemische Lösungstheorie von D. I. Mendeleev, um die elektrolytische Dissoziation zu erklären, und bewiesen, dass sich ein Elektrolyt auflöst chemische Reaktion mit Wasser, wodurch der Elektrolyt in Ionen zerfällt.

Die klassische Theorie der elektrolytischen Dissoziation basiert auf der Annahme einer unvollständigen Dissoziation des gelösten Stoffes, charakterisiert durch den Dissoziationsgrad α, also den Anteil der zerfallenen Elektrolytmoleküle. Das dynamische Gleichgewicht zwischen undissoziierten Molekülen und Ionen wird durch das Massenwirkungsgesetz beschrieben. Beispielsweise wird die elektrolytische Dissoziation eines binären Elektrolyten KA durch eine Gleichung wie diese ausgedrückt:

Die Dissoziationskonstante wird durch die Aktivitäten von Kationen, Anionen und undissoziierten Molekülen wie folgt bestimmt:

Der Wert hängt von der Art des gelösten Stoffes und Lösungsmittels sowie der Temperatur ab und kann durch mehrere bestimmt werden experimentelle Methoden. Grad der Dissoziation ( α ) kann bei jeder Elektrolytkonzentration anhand der Beziehung berechnet werden:

,

wo ist der durchschnittliche Aktivitätskoeffizient des Elektrolyten.

Schwache Elektrolyte

Schwache Elektrolyte - Chemische Komponenten, deren Moleküle auch in stark verdünnten Lösungen leicht in Ionen dissoziiert sind, die mit undissoziierten Molekülen im dynamischen Gleichgewicht stehen. Zu den schwachen Elektrolyten gehören die meisten organischen Säuren und viele organische Basen in wässriger und nichtwässriger Form wässrige Lösungen.

Schwache Elektrolyte sind:

• fast alle organischen Säuren und Wasser;
• manche anorganische Säuren: HF, HClO, HClO 2, HNO 2, HCN, H 2 S, HBrO, H 3 PO 4, H 2 CO 3, H 2 SiO 3, H 2 SO 3 usw.;
• einige schwerlösliche Metallhydroxide: Fe(OH) 3, Zn(OH) 2 usw.

Starke Elektrolyte

Starke Elektrolyte- chemische Verbindungen, deren Moleküle in verdünnten Lösungen fast vollständig in Ionen dissoziiert sind. Der Dissoziationsgrad solcher Elektrolyte liegt nahe bei 1. Starke Elektrolyte umfassen viele anorganische Salze, einige anorganische Säuren und Basen in wässrigen Lösungen sowie in Lösungsmitteln mit hoher Dissoziationsfähigkeit (Alkohole, Amide usw.).

Die klassische Theorie der elektrolytischen Dissoziation ist nur auf verdünnte Lösungen schwacher Elektrolyte anwendbar. Starke Elektrolyte in verdünnten Lösungen sind fast vollständig dissoziiert, sodass das Konzept des Gleichgewichts zwischen Ionen und undissoziierten Molekülen keinen Sinn ergibt. Nach den Ideen der 20-30er Jahre. 20. Jahrhundert V. K. Semenchenko (UdSSR), N. Bjerrum (Dänemark), R. M. Fuoss (USA) und andere, Ionenpaare und komplexere Aggregate werden in Lösungen starker Elektrolyte bei mittleren und hohen Konzentrationen gebildet. Moderne spektroskopische Erkenntnisse zeigen, dass ein Ionenpaar aus zwei Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen besteht, die entweder in Kontakt stehen („Kontaktionenpaar“) oder durch ein oder mehrere Lösungsmittelmoleküle getrennt sind („getrenntes Ionenpaar“). Ionenpaare sind elektrisch neutral und nehmen nicht an der Stromübertragung teil. In relativ verdünnten Lösungen starker Elektrolyte kann das Gleichgewicht zwischen einzelnen solvatisierten Ionen und Ionenpaaren analog zur klassischen Theorie der elektrolytischen Dissoziation näherungsweise durch die Dissoziationskonstante (bzw. deren Kehrwert, die Assoziationskonstante) charakterisiert werden. Dies ermöglicht die Verwendung der obigen Gleichung zur Berechnung des geeigneten Dissoziationsgrads aus experimentellen Daten.

In den einfachsten Fällen (große monoatomare einfach geladene Ionen) können Näherungswerte der Dissoziationskonstante in verdünnten Lösungen starker Elektrolyte theoretisch berechnet werden, basierend auf dem Konzept der rein elektrostatischen Wechselwirkung zwischen Ionen in einem kontinuierlichen Medium – einem Lösungsmittel.

Beispiele für starke Elektrolyte: einige Säuren (HClO 4, HMnO 4, H 2 SO 4, HCl, HBr; HI), Hydroxide von Alkali- und Erdalkalimetallen (NaOH, KOH, Ba(OH) 2); die meisten Salze.

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Bücher

• Chemietests. Elektrolytische Dissoziation. Sauerstoff und Schwefel. 9.Klasse. Zum Lehrbuch von G. E. Rudzitis, F. G. Feldman Chemie. 9.Klasse,

Elektrolyte und Nichtelektrolyte

Aus dem Physikunterricht ist bekannt, dass Lösungen mancher Stoffe elektrischen Strom leiten können, andere dagegen nicht.

Als Stoffe werden Stoffe bezeichnet, deren Lösungen elektrischen Strom leiten Elektrolyte.

Als Stoffe werden Stoffe bezeichnet, deren Lösungen keinen elektrischen Strom leiten Nicht-Elektrolyte. Lösungen aus Zucker, Alkohol, Glukose und einigen anderen Substanzen leiten beispielsweise keinen Strom.

Elektrolytische Dissoziation und Assoziation

Warum leiten Elektrolytlösungen elektrischen Strom?

Der schwedische Wissenschaftler S. Arrhenius untersucht die elektrische Leitfähigkeit verschiedene Substanzen kam 1877 zu dem Schluss, dass die Ursache der elektrischen Leitfähigkeit das Vorhandensein in Lösung ist Ionen, die entstehen, wenn ein Elektrolyt in Wasser gelöst wird.

Der Prozess der Zerlegung des Elektrolyten in Ionen wird als bezeichnet elektrolytische Dissoziation.

S. Arrhenius, der an der physikalischen Lösungstheorie festhielt, berücksichtigte die Wechselwirkung des Elektrolyten mit Wasser nicht und glaubte, dass in Lösungen freie Ionen vorhanden seien. Im Gegensatz dazu wandten die russischen Chemiker I. A. Kablukov und V. A. Kistyakovsky die chemische Theorie von D. I. Mendeleev an, um die elektrolytische Dissoziation zu erklären, und bewiesen, dass beim Auflösen eines Elektrolyten eine chemische Wechselwirkung der gelösten Substanz mit Wasser auftritt, die zur Bildung von Hydraten und dann führt sie dissoziieren in Ionen. Sie glaubten, dass Lösungen keine freien, keine „nackten“ Ionen enthielten, sondern hydratisierte, also „umhüllte“ Wassermoleküle.

Wassermoleküle sind Dipole(zwei Pole), da die Wasserstoffatome in einem Winkel von 104,5° angeordnet sind, wodurch das Molekül eine eckige Form hat. Das Wassermolekül ist unten schematisch dargestellt.

In der Regel dissoziieren Substanzen am leichtesten mit Ionenverbindung und dementsprechend mit ionischen Kristallgitter, da sie bereits aus fertigen Ionen bestehen. Beim Auflösen richten sich die Wasserdipole mit entgegengesetzt geladenen Enden um die positiven und negativen Ionen des Elektrolyten aus.

Zwischen Elektrolytionen und Wasserdipolen entstehen gegenseitige Anziehungskräfte. Dadurch wird die Bindung zwischen den Ionen geschwächt und die Ionen wandern vom Kristall in die Lösung. Es ist offensichtlich, dass der Ablauf der Prozesse bei der Dissoziation von Stoffen mit ionischen Bindungen (Salze und Alkalien) wie folgt abläuft:

1) Orientierung der Wassermoleküle (Dipole) in der Nähe der Ionen des Kristalls;

2) Hydratation (Wechselwirkung) von Wassermolekülen mit Ionen der Oberflächenschicht des Kristalls;

3) Dissoziation (Zerfall) des Elektrolytkristalls in hydratisierte Ionen.

Vereinfachte Prozesse können mit der folgenden Gleichung abgebildet werden:

Auf ähnliche Weise dissoziieren Elektrolyte in deren Molekülen kovalente Bindung(zum Beispiel Chlorwasserstoffmoleküle HCl, siehe unten); nur in diesem Fall kommt es unter dem Einfluss von Wasserdipolen zur Umwandlung einer kovalenten polaren Bindung in eine ionische Bindung; Der Ablauf der in diesem Fall ablaufenden Prozesse ist wie folgt:

1) Orientierung der Wassermoleküle um die Pole der Elektrolytmoleküle;

2) Hydratation (Wechselwirkung) von Wassermolekülen mit Elektrolytmolekülen;

3) Ionisierung von Elektrolytmolekülen (Umwandlung einer kovalenten polaren Bindung in eine ionische);

4) Dissoziation (Zerfall) von Elektrolytmolekülen in hydratisierte Ionen.

Vereinfacht lässt sich der Prozess der Dissoziation von Salzsäure anhand der folgenden Gleichung abbilden:

Es ist zu berücksichtigen, dass in Elektrolytlösungen chaotisch bewegte hydratisierte Ionen kollidieren und miteinander rekombinieren können. Dieser umgekehrte Vorgang wird Assoziation genannt. Die Assoziation in Lösungen erfolgt parallel zur Dissoziation, daher wird das Reversibilitätszeichen in die Reaktionsgleichungen eingefügt.

Die Eigenschaften hydratisierter Ionen unterscheiden sich von denen nicht hydratisierter Ionen. Beispielsweise ist das nicht hydratisierte Kupferion Cu 2+ in wasserfreien Kristallen von Kupfer(II)sulfat weiß und hat eine blaue Farbe, wenn es hydratisiert ist, d. h. wenn es mit Wassermolekülen Cu 2+ nH 2 O verbunden ist. Hydratisierte Ionen haben sowohl eine konstante als auch eine variable Anzahl von Wassermolekülen.

Grad der elektrolytischen Dissoziation

In Elektrolytlösungen gibt es neben Ionen auch Moleküle. Daher werden Elektrolytlösungen charakterisiert Grad der Dissoziation, was bezeichnet wird griechischer Brief a („Alpha“).

Dies ist das Verhältnis der Anzahl der in Ionen zerlegten Partikel (N g) zur Gesamtzahl der gelösten Partikel (N p).

Der Grad der Elektrolytdissoziation wird experimentell bestimmt und in Bruchteilen oder Prozentsätzen ausgedrückt. Wenn a = 0, dann findet keine Dissoziation statt, und wenn a = 1 oder 100 %, dann zerfällt der Elektrolyt vollständig in Ionen. Unterschiedliche Elektrolyte haben unterschiedliche Dissoziationsgrade, d. h. der Dissoziationsgrad hängt von der Art des Elektrolyten ab. Es hängt auch von der Konzentration ab: Mit zunehmender Verdünnung der Lösung nimmt der Dissoziationsgrad zu.

Je nach Grad der elektrolytischen Dissoziation werden Elektrolyte in starke und schwache unterteilt.

Starke Elektrolyte- Dies sind Elektrolyte, die beim Auflösen in Wasser fast vollständig in Ionen zerfallen. Bei solchen Elektrolyten tendiert der Dissoziationsgrad zu Eins.

Zu den starken Elektrolyten gehören:

1) alle löslichen Salze;

2) starke Säuren, zum Beispiel: H 2 SO 4, HCl, HNO 3;

3) alle Alkalien, zum Beispiel: NaOH, KOH.

Schwache Elektrolyte- Dies sind Elektrolyte, die in Wasser gelöst fast nicht in Ionen zerfallen. Bei solchen Elektrolyten tendiert der Dissoziationsgrad gegen Null.

Zu den schwachen Elektrolyten gehören:

1) schwache Säuren - H 2 S, H 2 CO 3, HNO 2;

2) wässrige Lösung von Ammoniak NH 3 H 2 O;

4) einige Salze.

Dissoziationskonstante

In Lösungen schwacher Elektrolyte aufgrund ihrer unvollständigen Dissoziation dynamisches Gleichgewicht zwischen undissoziierten Molekülen und Ionen. Zum Beispiel für Essigsäure:

Auf dieses Gleichgewicht können Sie das Massenwirkungsgesetz anwenden und den Ausdruck für die Gleichgewichtskonstante aufschreiben:

Die Gleichgewichtskonstante, die den Dissoziationsprozess eines schwachen Elektrolyten charakterisiert, wird genannt Dissoziationskonstante.

Die Dissoziationskonstante charakterisiert die Fähigkeit eines Elektrolyten (Säure, Base, Wasser) in Ionen dissoziieren. Je größer die Konstante, desto leichter zerfällt der Elektrolyt in Ionen und desto stärker ist er. Die Werte der Dissoziationskonstanten für schwache Elektrolyte sind in Nachschlagewerken angegeben.

Grundprinzipien der Theorie der elektrolytischen Dissoziation

1. Beim Auflösen in Wasser dissoziieren (zerfallen) Elektrolyte in positive und negative Ionen.

Ionen ist eine der Existenzformen eines chemischen Elements. Beispielsweise interagieren Natriummetallatome Na 0 heftig mit Wasser und bilden Alkali (NaOH) und Wasserstoff H 2, während Natriumionen Na + solche Produkte nicht bilden. Chlor Cl 2 hat eine gelbgrüne Farbe und einen stechenden Geruch und ist giftig, während Chlorionen Cl farblos, ungiftig und geruchlos sind.

Ionen- das sind positiv oder negativ geladene Teilchen, in die Atome oder Atomgruppen eines oder mehrerer Atome umgewandelt werden chemische Elemente als Ergebnis der Abgabe oder Aufnahme von Elektronen.

In Lösungen bewegen sich Ionen zufällig in verschiedene Richtungen.

Nach ihrer Zusammensetzung werden Ionen unterteilt in einfach- Cl - , Na + und Komplex- NH 4 + , SO 2 - .

2. Der Grund für die Dissoziation eines Elektrolyten in wässrigen Lösungen ist seine Hydratation, d. h. die Wechselwirkung des Elektrolyten mit Wassermolekülen und deren Bruch chemische Bindung in ihm.

Durch diese Wechselwirkung werden hydratisierte Ionen gebildet, d. h. mit Wassermolekülen verbunden. Folglich werden Ionen entsprechend dem Vorhandensein einer Wasserhülle in unterteilt hydratisiert(in Lösungen und kristallinen Hydraten) und unhydriert(in wasserfreien Salzen).

3. Unter dem Einfluss eines elektrischen Stroms bewegen sich positiv geladene Ionen zum negativen Pol der Stromquelle – der Kathode – und werden daher Kationen genannt, und negativ geladene Ionen bewegen sich zum positiven Pol der Stromquelle – der Anode – und werden daher Anionen genannt .

Folglich gibt es eine andere Klassifizierung von Ionen – nach dem Zeichen ihres Angriffs.

Die Summe der Ladungen der Kationen (H +, Na +, NH 4 +, Cu 2+) ist gleich der Summe der Ladungen der Anionen (Cl -, OH -, SO 4 2-), wodurch Elektrolytlösungen (HCl, (NH 4) 2 SO 4, NaOH, CuSO 4) bleiben elektrisch neutral.

4. Die elektrolytische Dissoziation ist ein reversibler Prozess für schwache Elektrolyte.

Neben dem Dissoziationsprozess (Zerlegung des Elektrolyten in Ionen) findet auch der umgekehrte Prozess statt – Verband(Verbindung von Ionen). Daher wird in den Gleichungen der elektrolytischen Dissoziation anstelle des Gleichheitszeichens das Reversibilitätszeichen verwendet, zum Beispiel:

5. Nicht alle Elektrolyte zerfallen im gleichen Ausmaß in Ionen.

Hängt von der Art des Elektrolyten und seiner Konzentration ab. Chemische Eigenschaften Elektrolytlösungen werden durch die Eigenschaften der Ionen bestimmt, die sie bei der Dissoziation bilden.

Die Eigenschaften schwacher Elektrolytlösungen werden durch die beim Dissoziationsprozess entstehenden Moleküle und Ionen bestimmt, die im dynamischen Gleichgewicht zueinander stehen.

Der Geruch von Essigsäure ist auf das Vorhandensein von CH 3 COOH-Molekülen zurückzuführen, der saure Geschmack und die Farbänderung der Indikatoren sind auf das Vorhandensein von H + -Ionen in der Lösung zurückzuführen.

Die Eigenschaften von Lösungen starker Elektrolyte werden durch die Eigenschaften der Ionen bestimmt, die bei ihrer Dissoziation entstehen.

Beispielsweise sind die allgemeinen Eigenschaften von Säuren, wie saurer Geschmack, Farbveränderungen von Indikatoren usw., auf das Vorhandensein von Wasserstoffkationen (genauer gesagt Oxoniumionen H 3 O +) in ihren Lösungen zurückzuführen. Allgemeine Eigenschaften Alkalien, wie Seifenigkeit bei Berührung, Farbveränderungen von Indikatoren usw., sind mit dem Vorhandensein von Hydroxidionen OH - in ihren Lösungen verbunden, und die Eigenschaften von Salzen sind mit ihrer Zersetzung in Lösung in Metall (oder Ammonium) verbunden ) Kationen und Anionen von Säureresten.

Nach der Theorie der elektrolytischen Dissoziation Alle Reaktionen in wässrigen Elektrolytlösungen sind Reaktionen zwischen Ionen. Das ist wegen hohe Geschwindigkeit viele chemische Reaktionen in Elektrolytlösungen.

Reaktionen zwischen Ionen werden aufgerufen ionische Reaktionen , und die Gleichungen dieser Reaktionen sind Ionengleichungen.

Ionenaustauschreaktionen in wässrigen Lösungen können auftreten:

1. Irreversibel, bis zum Ende.

2. Reversibel, das heißt, gleichzeitig in zwei entgegengesetzte Richtungen zu fließen. Austauschreaktionen zwischen starken Elektrolyten in Lösungen laufen vollständig ab oder sind praktisch irreversibel, wenn sich die Ionen miteinander zu Stoffen verbinden:

a) unlöslich;

b) geringe Dissoziation (schwache Elektrolyte);

c) gasförmig.

Hier sind einige Beispiele für molekulare und abgekürzte Ionengleichungen:

Die Reaktion ist irreversibel, weil eines seiner Produkte eine unlösliche Substanz ist.

Die Neutralisationsreaktion ist irreversibel, denn es entsteht ein wenig dissoziierender Stoff – Wasser.

Die Reaktion ist irreversibel, weil CO 2 -Gas und eine gering dissoziierende Substanz – Wasser – entstehen.

Befinden sich unter den Ausgangsstoffen und unter den Reaktionsprodukten schwache Elektrolyte oder schwerlösliche Stoffe, so sind solche Reaktionen reversibel, das heißt, sie verlaufen nicht vollständig.

IN reversible Reaktionen das Gleichgewicht verschiebt sich in Richtung der Bildung der am wenigsten löslichen bzw. am wenigsten dissoziierten Stoffe.

Zum Beispiel:

Das Gleichgewicht verschiebt sich in Richtung der Bildung eines schwächeren Elektrolyten – H 2 O. Eine solche Reaktion läuft jedoch nicht vollständig ab: undissoziierte Essigsäuremoleküle und Hydroxidionen verbleiben in der Lösung.

Handelt es sich bei den Ausgangsstoffen um starke Elektrolyte, die bei Wechselwirkung keine unlöslichen oder leicht dissoziierenden Stoffe oder Gase bilden, kommt es zu solchen Reaktionen nicht: Beim Mischen der Lösungen entsteht ein Ionengemisch.

Referenzmaterial zur Durchführung des Tests:

Mendelejew-Tisch

Löslichkeitstabelle